Química en Apuntes (Completo)

Química

Unidad 1 Estructura atómica y clasificación periódica

Apuntes de la unidad En estos apuntes haremos un recorrido por los conceptos estructurantes de la Unidad 1: la composición de los átomos y de los iones, los números que los caracterizan, la representación simbólica, la estructura electrónica, la información que brinda la tabla periódica y las propiedades periódicas de los elementos, tales como el radio atómico y la energía de ionización. En el desarrollo de estos temas, utilizamos los niveles de representación simbólico y submicroscópico. Sugerimos comenzar por la lectura de la siguiente bibliografía, para el estudio y la profundización de los temas correspondientes a esta unidad: Di Risio, Cecilia y otros (2006), Capítulo 2: Átomos y moléculas, Capítulo 3: Estructura electrónica de los átomos y Capítulo 4: Clasificación periódica de los elementos, en Química Básica, Buenos Aires, Editorial CCC Educando.

Es importante que tengan en cuenta que los temas de esta unidad son fundamentales para avanzar en el estudio e integrar los contenidos del resto de las unidades y son aplicados en la resolución de ejercicios sobre: uniones químicas, estructura tridimensional de las partículas, polaridad de las moléculas y magnitudes atómicas y moleculares.

Composición atómica El átomo es una partícula eléctricamente neutra, que constituye a la materia. Tiene un núcleo formado por protones y neutrones, alrededor del cual se encuentran los electrones. A partir del año 1963, el físico estadounidense Murray Gell-Man propone la existencia de partículas más elementales: los quarks, cuyo estudio excede a los objetivos del curso. Al referirnos a la composición atómica, tenemos en cuenta cómo está constituido un átomo.

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A continuación, mencionamos una serie de ideas fundamentales acerca de su estructura: Al conjunto de partículas constituyentes del átomo se las llama partículas subatómicas (protones, neutrones y electrones). Cada una de estas partículas posee masa. Los electrones tienen una masa despreciable comparada con la masa de protones y neutrones, razón por la cual prácticamente la totalidad de la masa del átomo se concentra en el núcleo. El tamaño del núcleo de un átomo es extremadamente pequeño, en comparación con el tamaño total del átomo. Los protones y los electrones poseen carga eléctrica, positiva y negativa respectivamente. Los neutrones no tienen carga. El número de protones (nº p) coincide con el número de electrones (nº e), por lo tanto, el átomo es una partícula eléctricamente neutra. Todos los átomos de un mismo elemento tienen el mismo número de protones en su núcleo, a este número se lo llama número atómico y se lo simboliza con la letra Z. El número atómico caracteriza a cada elemento. En la tabla periódica, los elementos se encuentran ordenados por número atómico creciente.

Z = nº p El número másico se simboliza con la letra A, es un número entero (sin unidades) que indica la suma entre el número de protones y el número de neutrones (nº n) de un átomo.

A = nº p + nº n En la mayoría de las tablas el número másico no se informa. La notación simbólica convencional para un átomo de un elemento X es: A Z

X

Se denomina isótopos a los átomos de un mismo elemento que poseen igual número atómico y diferente número másico. Es decir, tienen igual número de protones y distinto número de neutrones. Por ejemplo, los isótopos del carbono son: Isótopo

12 6

Composición nuclear

Número de electrones

C

13 6

C

14 6

C

6p

6p

6p

6n

7n

8n

6e

6e

6e

El número de neutrones se calcula a partir de la diferencia entre el número másico y el número de protones.

nº n = A – nº p Este material es utilizado con fines exclusivamente educativos.

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Se llama ion a toda partícula con carga eléctrica positiva o negativa, formada a partir de uno o más átomos por la pérdida o ganancia de uno o más electrones. A los iones con carga negativa se los denomina aniones y a los iones con carga positiva, cationes. Según el número de cargas, se clasifican en aniones o cationes monovalentes, divalentes, trivalentes, etc, por ejemplo: o

un átomo de

40 20

Ca está formado por 20 protones, 20 electrones y 20 neutrones. El ion

estable del calcio

40 20

Ca2

(catión divalente o ion dipositivo) está formado por 20

protones, 18 electrones y 20 neutrones. o

un átomo de

31 15

P está

estable del fósforo

31 15

formado por 15 protones, 15 electrones y 16 neutrones. El ion

P3

(anión trivalente o ion trinegativo) está formado por 15

protones, 18 electrones y 16 neutrones. En síntesis: Átomos

Cationes

nº e = nº p

nº p > nº e

Aniones nº e

> nº p

Son especies isoelectrónicas aquellas partículas con igual número de electrones. Por ejemplo, los iones mencionados anteriormente son isoelectrónicos con el argón. 31 15

P3

,

40 20

Ca2

y

40 18

Ar

Las tres partículas poseen 18 electrones.

Estructura electrónica de los átomos Los electrones son una de las partículas que constituyen a los átomos y la estructura electrónica es la distribución de los electrones alrededor del núcleo. En el Capítulo 3: Estructura electrónica de los átomos, del texto Química Básica hay información acerca de los experimentos que llevaron a determinar la estructura atómica y una breve reseña de los principales modelos atómicos que ha habido a lo largo de la historia. Es útil que los lean para poder conocer la evolución de los distintos modelos atómicos y entender las ideas que sustentan al modelo atómico actual. A continuación, mencionamos una serie de ideas fundamentales acerca de la estructura electrónica de los átomos: Los electrones tienen comportamiento dual (onda-partícula) y se encuentran alrededor del núcleo en zonas de máxima probabilidad denominadas orbitales. Es imposible conocer simultáneamente y con precisión la posición y la velocidad de los electrones. Solo pueden establecerse zonas de elevada probabilidad en las que estos se encuentran. Se define orbital a la zona del espacio, alrededor del núcleo, en la cual existe una elevada probabilidad de encontrar al electrón. Los orbitales se designan con las letras s, p, d y f. Este material es utilizado con fines exclusivamente educativos.

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En cada orbital puede hallarse hasta 2 electrones como máximo. Los niveles de energía tienen valores enteros positivos (1, 2, 3, etc.). Cada nivel de energía está relacionado con el tamaño de la nube electrónica y la energía del electrón. Los subniveles de energía se designan con las letras s, p, d y f y el número del nivel de energía correspondiente. Por ejemplo, los subniveles que componen los niveles electrónicos 1, 2, 3 y 4 son: Nivel 1 2 3 4

nº Subniveles 1 2 3 4

Subniveles 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f

El orden creciente de energía dentro de los subniveles de un mismo nivel es: s
CE

Según la Regla de las diagonales

Como figura en la tabla periódica

CE

Ca

1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2

[Ar] 4s2

CE

Te

1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p4

[Kr] 4d10 5s2 5p4

La configuración electrónica externa (CEE) es la distribución de los electrones que intervienen en las uniones químicas, es decir, de los electrones externos y puede determinarse a partir de la C.E. A continuación, escribimos las CEE del telurio y del calcio en base a la información que figura en la tabla periódica: CE CE

Ca: Te:

[Ar] 4s2 [Kr] 4d105s2 5p4

CEE CEE

Te:

Ca:

4s2

5s2 5p4

Lo resaltado corresponde a los electrones del último nivel de energía.

Este material es utilizado con fines exclusivamente educativos.

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Tabla periódica de los elementos A lo largo de la historia, los científicos organizaron la información disponible de los distintos elementos utilizando diferentes criterios. El descubrimiento de nuevos elementos y el estudio de las propiedades de las sustancias simples que estos constituyen, manifestaron algunas semejanzas, lo que aumentó el interés de la comunidad científica por buscar algún tipo de clasificación. En el año 1869, el químico ruso Dmitri Ivánovich Mendeleiev presentó una tabla en la que ordenaba los elementos químicos conocidos hasta el momento, que sirvió de base para la construcción de la tabla periódica actual. A continuación, mencionamos una serie de conceptos fundamentales sobre este tema: La tabla periódica actual está dividida en 18 grupos (columnas) y 7 períodos (filas), los grupos se enumeran de 1 a 18 y los períodos de 1 a 7. Según la clasificación más antigua, los grupos se identifican con números romanos seguidos de la letra A o la letra B.

Los elementos se ordenan por número atómico creciente. Los átomos de los elementos que pertenecen al mismo grupo presentan propiedades similares. Los elementos que pertenecen a un determinado grupo presentan la misma CEE general. Al observar cada grupo de la tabla periódica, se puede generalizar, por ejemplo, que los átomos de los elementos que pertenecen al grupo 1 (IA) tienen CEE ns1, los que pertenecen al grupo 12 (IIB) tienen CEE ns2 (n-1) d10, y los que pertenecen al grupo 16 (VIA) tienen CEE ns2 np4. Es posible escribir una expresión general de la CEE para cada grupo, por ejemplo, para los elementos representativos:


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CEE general

Grupo

ns1

1 ó IA

ns2

2 ó IIA

ns2 np1

13 ó IIIA

ns2 np2

14 ó IVA

ns2 np3

15 ó VA

ns2 np4

16 ó VIA

ns2 np5

17 ó VIIA

ns2 np6

18 ó VIIIA, excepto He

A partir de las CE de los átomos de los distintos elementos de la tabla periódica, es posible observar que existen distintos bloques, o conjunto de elementos, que tienen el último electrón en el mismo tipo de orbital.

Figura 1. División de la tabla periódica en bloques

Los elementos que pertenecen a los bloques s ó p se denominan elementos representativos, los elementos que pertenecen al bloque d, elementos de transición y los elementos que pertenecen al bloque f, elementos de transición interna. Los elementos de transición interna no pertenecen a ningún grupo. Se denominan lantánidos a los elementos cuyo Z se encuentra comprendido entre 58 y 71 y actínidos, a los elementos cuyo Z se encuentra comprendido entre 90 y 103. Dentro de los elementos representativos, algunos grupos tienen nombres particulares. El grupo 1 es el grupo de los metales alcalinos, el grupo 2 es el grupo de los metales alcalino-térreos, el grupo 17 es el grupo de los halógenos y el grupo 18 es el grupo de los gases nobles o gases inertes. Este material es utilizado con fines exclusivamente educativos.

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Propiedades periódicas de los elementos Las propiedades periódicas que analizamos son: radio atómico, energía de ionización, carácter metálico y electronegatividad. Dichas propiedades están relacionadas con la CE de los átomos y dependen, principalmente, del número de niveles de energía en los que se distribuyen los electrones y de la carga nuclear efectiva. A continuación, mencionamos una serie de conceptos fundamentales acerca de este tema: Al considerar al átomo como una esfera, se define radio atómico (Ra) a la distancia entre el centro del núcleo y el nivel de energía más externo. El radio de un átomo depende de la fuerza relativa de atracción que el núcleo ejerce hacia los electrones. Aumenta en un grupo, a medida que aumenta el número atómico y, en un período disminuye a, medida que aumenta Z.

Figura 2. Variación del radio atómico en la tabla periódica

o

Si dos elementos pertenecen a un mismo grupo de la tabla periódica, sus átomos presentan la misma CEE general, es decir, poseen igual número de electrones externos, y el de mayor número atómico tiene sus electrones distribuidos en mayor número de niveles energéticos, por lo que aumenta la distancia media entre los electrones externos y el núcleo, y por lo tanto, posee mayor radio atómico.

o

Si dos elementos pertenecen al mismo período, sus átomos tienen sus electrones distribuidos en igual número de niveles energéticos por lo que el número de electrones internos no varía o varía poco, y el de mayor número atómico tiene mayor número de protones y mayor carga nuclear efectiva. La mayor carga nuclear efectiva que experimentan los electrones aumenta la atracción entre estos y el núcleo disminuyendo el radio atómico.

La energía de primera ionización (Ei) es la energía necesaria para “arrancar” un electrón a un átomo aislado (estado gaseoso) y en su estado fundamental. Esta propiedad se relaciona con el radio atómico, ya que cuanto mayor es el radio atómico, menor es la atracción entre el núcleo y los electrones externos. Es decir, la energía necesaria para arrancar un electrón es menor cuanto mayor sea el radio atómico. Aumenta en un grupo, a medida que disminuye Z y en un período aumenta, a medida que aumenta Z.


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Figura 3. Variación de la energía de ionización en la tabla periódica

o

Si dos elementos pertenecen a un mismo grupo de la tabla periódica, sus átomos presentan la misma CEE general; a mayor número atómico (Z), menor es la atracción entre el núcleo y los electrones externos y mayor es el radio atómico, en consecuencia, se necesita menos energía para arrancar el electrón más débilmente unido.

o

Si dos elementos pertenecen al mismo período, sus átomos tienen sus electrones distribuidos en igual número de niveles de energía; el que posea mayor número atómico tiene menor radio atómico, es decir, mayor es la atracción entre los electrones y el núcleo, en consecuencia, se necesita más energía para arrancar el electrón más débilmente unido.

Se define carácter metálico de un átomo a la tendencia a ceder electrones. Cuanto menor sea la Ei, mayor será el carácter metálico de un átomo, es decir, mayor será la tendencia a ceder electrones y formar cationes. Aumenta en un grupo, a medida que aumenta el número atómico y en un período disminuye, a medida que aumenta Z. La electronegatividad (En) es una medida de la tendencia que tiene un átomo de atraer hacia sí el par de electrones en una unión química. Generalmente, los valores de electronegatividad figuran en la tabla periódica. El flúor es el elemento más electronegativo. En la escala de electronegatividad propuesta por el químico estadounidense Linus Carl Pauling (1901-1994), se le asigna, arbitrariamente, un valor 4,0 (máximo valor de esta escala); el resto de los elementos tienen valores menores que este. Debido a su escasa reactividad, a los gases nobles no se les asigna valores de En.


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Figura 4. Variación de la electronegatividad en la tabla periódica

En el siguiente esquema, presentamos la variación de todas las propiedades analizadas, se señalan los dos sectores en los que se encuentran los valores extremos de las mismas.

Figura 5. Tendencia de la variación de las propiedades periódicas


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Para afianzar los contenidos de esta unidad Les proponemos una serie de preguntas que deberían poder responder después de haber estudiado los temas que corresponden a esta unidad.

¿Cuáles son las partículas fundamentales que constituyen un átomo? ¿A qué se denomina número atómico y a qué número másico? ¿Cómo se simboliza un átomo? ¿Cuál es la diferencia entre un átomo y el ion estable correspondiente? ¿A qué se denomina especies isoelectrónicas? ¿Qué es un isótopo? ¿Cuáles son los conceptos fundamentales del modelo atómico actual? ¿Qué representan la configuración electrónica y la configuración electrónica externa? ¿Qué información brinda la tabla periódica y cómo varían las propiedades de los elementos a lo largo de un grupo y de un período?

Ejercicio explicado A continuación, presentamos un ejercicio y su resolución en el que integramos los contenidos de la Unidad 1 y mostramos una forma de relacionar la teoría con la práctica con la intención de ayudarlos a resolver ejercicios similares.

La molécula TR2 tiene 22 protones y 24 neutrones. T y R son átomos de elementos representativos que pertenecen al 2º período de la tabla periódica. El átomo del elemento R tiene 6 electrones externos. a) Indiquen el número atómico de T y el grupo al que pertenece. b) Escriban el símbolo y la CEE de un átomo cuyo catión monovalente es isoelectrónico con R 2-. c) Indiquen el número másico del isótopo de T, sabiendo que el núcleo contiene 8 neutrones. d) Mencionen el tipo y el número de partículas con carga eléctrica que forman el isótopo de T.


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Resolución Comenzamos considerando que las letras T y R representan a elementos de la clasificación periódica, a los que vamos a identificar al resolver el ejercicio.

a) Como se tiene que indicar el número atómico de T y el grupo al que pertenece, primero hay que conocer qué elemento es T y para determinarlo, se dispone de la siguiente información: La molécula TR2 tiene 22 protones, aportados por los 3 átomos que la forman, en consecuencia, el nº total de p de TR2 = nº p T + 2. nº p R = 22 Para despejar el número de protones de T de la expresión anterior, tenemos en cuenta que el átomo de R tiene 6 electrones externos, es decir que es un elemento del grupo 16 ó VI A (el número de electrones externos coincide con el número de grupo en la clasificación antigua) y, si pertenece al segundo período, los electrones están distribuidos en dos niveles de energía, es decir que su CEE es 2s2 2p4. Con este dato y con la tabla periódica, se determina que R es un átomo del elemento oxígeno (O). ZO = 8, por lo tanto, tiene 8 p en su núcleo. Sabemos que R es el oxígeno, entonces, podemos despejar nº p de T de la siguiente manera: nº pT = el nº total de p de TR2 - 2. nº p R = 22 – 2 . 8 = 22 – 16 = 6 nº p T = 6 Es decir, el Z de T es 6. El átomo del elemento que corresponde a ese Z es el carbono (6C). Rta: ZT=6, grupo 14 ó IV A

b) En este punto, para escribir el símbolo y la CEE de un átomo cuyo catión monovalente es isoelectrónico con R2-, comenzamos analizando qué es un catión monovalente y qué significa el término isoelectrónico. Recuerden que se denomina catión monovalente a una partícula con una carga positiva, debido a que el número de protones es mayor que el número de electrones, y simbólicamente se representa por X+. El término isoelectrónico significa que tienen el mismo número de e. Por lo tanto, las partículas X+ y R2- son especies isoelectrónicas. R2- es 8O2-, como el ion tiene dos cargas negativas y 8 p, significa que el número de electrones es mayor que el número de protones. Este anión está formado por 8 p y 10 e. Por lo tanto, X+ tiene 10 e-. Si el ion tiene 1 carga positiva y 10 electrones, significa que el número de protones es mayor que el número de electrones (tiene 1 carga positiva sin compensar). Por lo tanto, en el núcleo hay 11 protones, entonces el átomo X tiene Z= 11 (pues el número de protones no se modifica al formarse un ion), el símbolo del elemento que corresponde a ese Z es Na.


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O dicho de otro modo, para formar un catión monovalente o ion monopositivo, un átomo pierde 1 electrón, por lo tanto, el átomo tiene 1 e más que el ion. Si el ion tiene 10 e, el átomo tiene 11 e y, por ser una partícula eléctricamente neutra, tiene 11 protones. A partir de la CE del átomo de sodio que figura en la tabla periódica, escribimos su CEE. CE

Na:

[Ne] 3s1

CEE

Na:

3s1 Rta: Na, CEE 3s1

Es importante destacar que la consigna es escribir el símbolo y la CEE de un átomo, por lo tanto, es incorrecto escribir el símbolo y la CEE del ion.

c) A continuación, para escribir el número másico del isótopo de T, utilizamos la siguiente expresión: A = nº p + nº n T es el 6C y se informa que el núcleo tiene 8 neutrones, por lo tanto: A = 6 + 8 = 14 Rta: A=14

d) Por último, para indicar el tipo y el número de partículas con carga eléctrica que forman el isótopo de T, tenemos en cuenta que las partículas con carga eléctrica son los p y los e, porque los neutrones no poseen carga. Por lo tanto, el átomo 6C tiene 6 p , 6 e. Rta: 6 p y 6 e


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Unidad 2 Uniones químicas y nomenclatura

Apuntes de la unidad En estos apuntes analizamos cuáles son los distintos tipos de uniones químicas, cuáles son las partículas que constituyen la materia y cómo se las representa (fórmulas de Lewis, mínimas o moleculares y desarrolladas). Para lo cual utilizamos los niveles de representación simbólico y submicroscópico. En los distintos ejemplos, empleamos los nombres a partir de las reglas de nomenclatura establecidas por la Unión Internacional de Química Pura y Aplicada (IUPAC, sigla en inglés). Sugerimos comenzar por la lectura de la siguiente bibliografía, para el estudio y la profundización de los temas correspondientes a esta unidad: Di Risio, Cecilia y otros (2006), Capítulo 5: Enlaces químicos y apéndice del capítulo 5, en Química Básica, Buenos Aires, Editorial CCC Educando.

Es muy importante que tengan presente que los contenidos que trabajaremos a continuación son fundamentales para analizar e integrar los temas correspondientes al resto de las unidades y son aplicados en la resolución de ejercicios referentes a: estructura tridimensional, fuerzas de atracción entre partículas, las propiedades de las sustancias, magnitudes atómicas y moleculares, soluciones acuosas de compuestos iónicos y compuestos orgánicos. Recuerden que las fórmulas y los nombres de las sustancias se utilizan en el desarrollo de todos los temas de Química.

Uniones químicas En el mundo que nos rodea, existen diferentes sustancias: el agua, el dióxido de carbono, el oxígeno, la sal de cocina, el azúcar de mesa, entre muchísimas otras. Las únicas sustancias que están constituidas por átomos sin combinarse, son los gases nobles. La mayoría de las sustancias están formadas por otras partículas extremadamente pequeñas, moléculas o iones, más estables que los átomos “libres”, como por ejemplo:

Apuntes de la Unidad 2 Química

o

iones (cationes y aniones) en las sustancias iónicas: el cloruro de sodio, en la sal de cocina, y el carbonato de calcio, constituyente de las tizas, están formadas por iones;

o

moléculas (grupos de átomos del mismo o de distintos elementos), en las sustancias moleculares simples y compuestas respectivamente: el ozono (O3), que nos protege de los rayos solares, y el metano (CH4), principal constituyente del gas natural, están formadas por moléculas;

o

conjunto de cationes (núcleo y electrones internos) y electrones externos móviles en los metales, por ejemplo, el hierro constituyente del acero y el mercurio presente en los termómetros;

o

átomos en las redes covalentes: el carbono grafito y el carbono diamante están formados por átomos.

La explicación actual para la unión entre átomos se basa en la Regla del octeto. Los átomos se unen entre sí compartiendo o transfiriendo electrones, de modo de adquirir la configuración electrónica del gas noble más cercano, en general, ocho electrones en el último nivel energético. El tipo de partícula que constituye a una sustancia depende de las uniones químicas. Existen tres tipos fundamentales de uniones químicas: iónica, covalente y metálica. Una forma sencilla de representar iones y átomos en las uniones químicas, son las estructuras o fórmulas de Lewis y las fórmulas químicas (mínimas o moleculares). Las fórmulas químicas nos brindan información acerca de: o

la mínima relación entre los iones de una unidad fórmula o entre los átomos en una molécula (nivel submicroscópico),

o

la composición de las sustancias (nivel macroscópico).

En las fórmulas, el subíndice indica el número de partículas de cada elemento (átomos o iones) presentes en una molécula o unidad elemental de esa sustancia, y se denomina atomicidad. Si no se indica el subíndice, se lee 1 (uno).

Unión iónica Es la unión característica entre cationes y aniones que se atraen por fuerzas electrostáticas de elevada intensidad formando redes cristalinas tridimensionales. A la mínima relación entre cationes y aniones que se repite en un cristal, se la denomina unidad fórmula. Las sustancias iónicas están constituidas por cationes y aniones, pues como analizamos en la unidad anterior, los átomos de baja energía de Figura 1. Representación de esferas del ionización y de baja electronegatividad tienen alta cristal de NaCl: cationes (Na+) y aniones tendencia a formar cationes (metales), y los átomos – de alta energía de ionización y de alta (Cl ) alternados en una estructura cristalina tridimensional. electronegatividad tienen alta tendencia a formar aniones (no metales). Los compuestos iónicos no están formados por moléculas. Este material es utilizado con fines exclusivamente educativos.

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En el nivel simbólico, se utilizan fórmulas de Lewis y mínimas para representar a las unidades fórmulas o a las sustancias iónicas. La estructura de Lewis de un compuesto iónico consiste en la representación de los iones que lo constituyen. La fórmula mínima indica la relación entre el número de cada uno de los iones que forman una unidad fórmula. Para representar la estructura de Lewis de los compuestos iónicos, se utilizan: o

los símbolos de los elementos que representan al core (núcleo y electrones internos),

o

la CEE de cada uno de los átomos de los elementos intervinientes,

o

corchetes encerrando el anión,

o

símbolos, como por ejemplo: ∗, x, •, para representar a los electrones externos o de valencia,

o

signos + y – para indicar la carga de los iones.

A continuación, representaremos las fórmulas de Lewis del BaCl2 y del Ca3N2:

BaCl2 , cloruro de bario Para representar una estructura de Lewis, se analiza el tipo de unión química. En este caso, el bario es un metal cuya electronegatividad es 0,9 y el cloro es un no metal de electronegatividad 3,2, por lo tanto, la unión química es iónica. La estructura de Lewis de un compuesto iónico consiste en la representación de los iones que lo constituyen. La fórmula mínima BaCl2 indica que una unidad elemental de cloruro de bario está formada por un catión bario y dos aniones cloruro. Según las configuraciones electrónicas externas del bario y del cloro, determinamos las cargas de los iones respectivos: CEEBa: 6s2

CEEcl: 3s2 3p5

El átomo de bario forma un catión quedando con la configuración electrónica del gas noble más próximo (xenón, CEE: 5s2 5p6). Significa que el catión que forma el bario tiene 56 p y 54 e, por tal motivo, quedan 2 cargas positivas sin compensar, que le dan la carga al catión. Su símbolo es Ba2+ y su CEE es 5s2 5p6. Cada átomo de cloro forma un anión que tiene la configuración electrónica del gas noble más próximo (Ar, CEE: 3s2 3p6). Significa que el anión que forma el cloro tiene 17 p y 18 e, por lo tanto, queda una carga negativa sin compensar, que le da carga al anión. Su símbolo es Cl- y su CEE es 3s2 3p6. La estructura de Lewis del BaCl2 es:


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En las fórmulas de Lewis, representamos de manera diferente a los electrones de los distintos átomos (círculos, cruces, etc.) como un recurso didáctico. Esto no significa que los electrones sean diferentes, todos los electrones son iguales e indistinguibles. Además, los electrones siempre se representan por pares y alrededor del símbolo del elemento (como se indica en la figura). En los compuestos iónicos binarios, se representa el anión con los electrones del último nivel encerrados entre corchetes, indicando la carga correspondiente; para el catión, suele indicarse el símbolo y la carga. En una unidad fórmula, el número de cargas positivas (totales) es igual al total de cargas negativas; en el cloruro de bario por cada ion Ba2+ hay dos iones Cl-.

Ca3N2 , nitruro de calcio Para representar la estructura de Lewis del nitruro de calcio, se analiza el tipo de unión química. En este caso, el calcio es un metal cuya En es 1,0 y el nitrógeno es un no metal de En 3,0, por lo tanto, la unión química es iónica. La fórmula mínima Ca3N2 indica que una unidad elemental de nitruro de calcio está formada por tres cationes calcio y dos aniones nitruro. Determinamos las cargas de los iones respectivos teniendo en cuenta las CEE de los átomos de calcio y de nitrógeno: CEEca: 4s2

CEEN: 2s2 2p3

El átomo de calcio forma un catión quedando con la configuración electrónica del gas noble más próximo (Ar, CEE: 3s2 3p6). Significa que el catión que forma el calcio tiene 20 p y 18 e, por tal motivo, quedan 2 cargas positivas sin compensar, que le dan la carga al catión. Su símbolo es Ca 2+ y su CEE es 3s2 3p6. Cada átomo de nitrógeno forma un anión que tiene la configuración electrónica del gas noble más próximo (neón, CEE: 2s2 2p6). Significa que el anión que forma el nitrógeno tiene 7 p y 10 e, por lo tanto, quedan tres cargas negativas sin compensar, que le dan carga al anión. Su símbolo es N3- y su CEE es 2s2 2p6. La estructura de Lewis del Ca3N2 es:

En el siguiente cuadro se indica, en forma general, la carga de los iones más estables de los átomos de los elementos representativos en función de su CEE. Grupo

CEE

Ion más estable

1 ó IA (metales alcalinos)

ns1

Catión monovalente X+

2 ó IIA (metales alcalino-térreos)

ns2

Catión divalente X2+

13 ó IIIA (metales)

ns2 np1

Catión trivalente X3+

14 ó IVA (no metales)

ns2 np2

Anión tetravalente X4-


4


15 ó VA (no metales)

ns2 np3

Anión trivalente X3-

16 ó VIA (no metales)

ns2 np4

Anión divalente X2-

17 ó VIIA (halógenos)

ns2 np5

Anión monovalente X-

Unión metálica Los metales, al igual que los compuestos iónicos, no están formados por moléculas. Se considera que un trozo de metal es “un conjunto de iones positivos (cationes) inmerso en un mar de electrones móviles”. Como los átomos de los metales tienen baja Ei, los electrones externos, es decir, los más débilmente unidos al núcleo de cada átomo, se mueven a lo largo de todo el cristal. No están asociados con ningún núcleo en particular, sino que forman una nube electrónica que pertenece a toda la red cristalina.

Unión covalente Es la unión característica entre átomos de no metales (existen excepciones, por ejemplo, BeCl2 que se analizará en la Unidad 3). Estos presentan valores de electronegatividad altos y similares, es decir, alta tendencia a atraer electrones en una unión química, por lo que los átomos “comparten” electrones formando moléculas, adquiriendo cada átomo, en la mayoría de los casos, la CE del gas noble más cercano. En el nivel simbólico se utilizan fórmulas de Lewis, desarrolladas y moleculares para representar a las moléculas o a las sustancias moleculares. Según el número de pares de electrones compartidos, la unión covalente puede ser simple, múltiple y coordinada o dativa. A continuación mencionamos sus características. o

Simple: los átomos comparten un par de electrones. Cada átomo aporta un electrón al par de electrones compartido. Por ejemplo, en una molécula de cloro (Cl2), los átomos están unidos por una unión covalente simple.

o

Múltiple: los átomos comparten dos o tres pares de electrones, denominándose unión covalente doble y triple respectivamente. Por ejemplo, en una molécula de CO2, cada átomo de oxígeno está unido al átomo de carbono por una unión covalente doble.

o

Coordinada o dativa: el par de electrones compartido es aportado por uno de los átomos. Por ejemplo, en una molécula de SO2, un átomo de oxígeno está unido al átomo de azufre por una unión covalente dativa y el otro por una unión covalente doble.

Los enlaces covalentes pueden ser polares o no polares. La electronegatividad se utiliza para predecir la polaridad de un enlace. o

En un enlace covalente entre 2 átomos del mismo elemento, el par electrónico compartido se encuentra equidistante a los núcleos de los átomos porque, al tener el mismo valor de electronegatividad, presentan la misma tendencia a atraer electrones. A


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este enlace se lo denomina no polar. Por ejemplo, en la molécula de H2 (hidrógeno) el enlace es covalente no polar.

o

En un enlace covalente entre 2 átomos de distintos elementos, los electrones se encuentran más desplazados hacia el átomo más electronegativo, generando una densidad de carga negativa sobre este y una densidad de carga positiva sobre el átomo menos electronegativo. A tal enlace se lo denomina polar porque hay una distribución asimétrica de las cargas eléctricas alrededor de los núcleos de los átomos que forman la molécula. Por ejemplo, en la molécula de HCl (cloruro de hidrógeno) hay una densidad de carga negativa sobre el átomo de cloro y una densidad de carga positiva sobre el átomo de hidrógeno y esto da origen a un dipolo eléctrico.

Cl - H La magnitud que mide la polaridad de un enlace es el momento dipolar (μ) y la unidad en que se mide es el Debye (D). El momento dipolar está relacionado con la intensidad de las cargas y la distancia que las separa (μ = q. d) en un enlace químico, y es una magnitud vectorial, es decir que se representa mediante un vector que tiene módulo (intensidad), dirección y sentido.

A continuación, representaremos las fórmulas de Lewis, desarrolladas y moleculares de diferentes sustancias moleculares o covalente-moleculares. Para representar la estructura de Lewis de las sustancias moleculares se utilizan: o

los símbolos de los elementos que representan al core (núcleo y electrones internos);

o

la CEE de cada uno de los átomos de los elementos intervinientes;

o

símbolos como por ejemplo: ∗, x, •, para representar a los electrones externos o de valencia.

Para representar las fórmulas desarrolladas, se indican los símbolos de los elementos intervinientes y un guion que representa cada par de electrones compartido, las uniones covalentes dativas o coordinadas se simbolizan con una flecha desde el átomo más electronegativo hacia el menos electronegativo. En los compuestos iónicos no corresponde la representación de las fórmulas desarrolladas debido a que no hay pares de electrones compartidos.


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Analizamos algunos ejemplos: a) Compuestos binarios: HI, NH3 y SO3 b) Oxoácidos: H2CO3 y HClO4 −

2−

3−

c) Oxoaniones: BrO 2 , SiO 3 y AsO 4 d) Oxosales: Mg(IO3)2 y Al2(CO3)3

a) Compuestos binarios: HI, NH3 y SO3 HI, yoduro de hidrógeno Para representar una estructura de Lewis, se analiza el tipo de unión química. En este caso, se unen átomos de distintos no metales, por lo tanto, la unión química es covalente. La fórmula molecular HI indica que una molécula de yoduro de hidrógeno está formada por un átomo de yodo y un átomo de hidrógeno. Para lo cual tenemos en cuenta que: o

la CEE de un átomo de yodo es 5s2 5p5, a cada átomo de yodo le falta 1 electrón para completar el octeto y adquirir la configuración electrónica del xenón (gas noble más cercano);

o

la CEE de los átomos de hidrógeno es 1s1, es decir que a cada átomo de hidrogeno le falta un electrón para estabilizarse y adquirir la configuración electrónica del helio (gas noble más cercano).

o

en la molécula de HI, cada átomo aporta 1 electrón formándose una unión covalente simple. De esta manera, ambos átomos adquieren la configuración electrónica del gas noble más próximo.

La estructura de Lewis es:

La fórmula desarrollada es:

NH3, amoníaco Para representar la estructura de Lewis del NH3, tenemos en cuenta que: o

la unión entre estos átomos es covalente;

o

la fórmula molecular NH3 indica que una molécula de amoniaco está formada por un átomo de nitrógeno y tres átomos de hidrógeno;

o

la CEE de un átomo de nitrógeno es 2s2 2p3, a cada átomo de nitrógeno le faltan 3 electrones para completar el octeto y adquirir la configuración electrónica del neón (gas noble más cercano);

o

la CEE de los átomos de hidrógeno es 1s1, es decir que a cada átomo de hidrogeno le falta un electrón para estabilizarse y adquirir la configuración electrónica del helio (gas noble más cercano). Por lo tanto, en la molécula de NH3 el átomo de nitrógeno se une a cada átomo de hidrógeno por una unión covalente simple, adquiriendo ambos átomos la estabilidad.


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SO3, trióxido de azufre Para representar la estructura de Lewis del SO3, tenemos en cuenta que: o

la unión entre estos átomos es covalente;

o

la fórmula molecular SO3, indica que una molécula de trióxido de azufre está formada por un átomo de azufre y tres átomos de oxígeno.

o

la CEE de un átomo de azufre es 3s2 3p4, a cada átomo de azufre le faltan 2 electrones para completar el octeto y adquirir la configuración electrónica del argón (gas noble más cercano);

o

la CEE de un átomo de oxígeno es 2s2 2p4, a cada átomo de oxígeno le faltan 2 electrones para completar el octeto y adquirir la configuración electrónica del neón (gas noble más cercano).

Para que se cumpla la Regla del octeto, a los átomos de ambos elementos les faltan 2 electrones, es decir que entre un átomo de oxígeno y un átomo de azufre se forma una unión covalente doble; como el átomo de azufre ya tiene 8 electrones, forma con los otros dos átomos de oxígeno uniones covalentes dativas o coordinadas, donde el átomo de azufre aporta el par electrónico a cada uno de los átomos de oxígeno. La estructura de Lewis es:


b) Oxoácidos: H2CO3 y HClO4 A continuación, representamos las fórmulas de Lewis y desarrolladas de algunas moléculas constituidas por tres elementos, por ejemplo: H2CO3 y HClO4. Para representarlas, es conveniente tener en cuenta: o

que ambas moléculas están formadas por átomos de no metales, por lo tanto, la unión es covalente;

o

las CEE de cada uno de los átomos involucrados;

o

la distribución de los átomos en función de la electronegatividad (un átomo de oxígeno está unido a un átomo de un no metal y a un átomo de hidrógeno por uniones covalentes simples).


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H2CO3, ácido carbónico Las CEE de los átomos de los elementos que lo constituyen son: CE H:

1s1

CEEC: 2s2 2p2

CEEO: 2s2 2p4

En los oxoácidos, cada átomo de oxígeno está unido a un átomo de hidrógeno y al átomo del no metal (que no es oxígeno ni hidrógeno) debido a los valores de electronegatividad. En el H2CO3 el símbolo del no metal, en este caso el carbono, se ubica en el centro rodeado de los símbolos de los átomos de oxígeno y el símbolo del hidrógeno se ubica al lado del oxígeno. Para representar los electrones, conviene colocar primero el electrón del átomo de hidrógeno, luego, los correspondientes al átomo de oxígeno, que está unido al átomo de hidrógeno, y los electrones del átomo del carbono; se establecen dos uniones covalentes simples, una entre el hidrógeno y el oxígeno (H-O) y otra entre el oxígeno y el carbono (O-C). De esta manera, el átomo de hidrógeno adquiere la CEE de los átomos del gas noble más próximo (He), y el átomo de oxígeno (unido al de hidrógeno) adquiere la CEE de los átomos del gas noble más próximo (Ne). Se repite esta secuencia para representar los electrones de los otros átomos de hidrógeno y oxígeno unidos entre sí al carbono. Para que el átomo de carbono adquiera la CEE de los átomos del gas noble más próximo (Ne), se necesita dos electrones, por eso, establece una unión covalente doble con el otro átomo de oxígeno, alcanzando ambos el octeto electrónico. La estructura de Lewis es:


De esta forma, cada átomo adquiere el número de electrones externos de los átomos del gas noble más próximo: 2 para el H, 8 para el O y 8 para el C.

HClO4, ácido perclórico Se sigue la misma secuencia. Las CEE de los átomos de los elementos involucrados son: CE H:

1s1

CEECl: 3s2 3p5


CEEO: 2s2 2p4

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En una molécula de HClO4, hay: 1 unión covalente simple H – O, 1 unión covalente simple O – Cl y 2 uniones covalentes dativas Cl → O.

−

2−

3−

c) Oxoaniones: BrO 2 , SiO 3 y AsO 4

Para representar las estructuras de Lewis, es conveniente: o

ubicar en el centro, el símbolo del átomo del elemento que no es oxígeno y rodearlo con tantos átomos de oxígeno como indica la fórmula;

o

representar, en un átomo de oxígeno, un electrón por cada carga negativa que posea el ion;

o

encerrar el conjunto entre corchetes indicando la carga del ion;

o

dibujar los electrones en el átomo de oxígeno que tiene el electrón que le da la carga al anión, y los del no metal, de manera que se establezca una unión covalente simple entre ambos;

o

representar los electrones de los demás átomos de oxígeno (si los hubiera). El tipo de unión que se establece entre estos y el no metal depende de su CEE, del número de átomos de oxígeno en el anión y del número de cargas negativas. En la mayoría de los oxoaniones, tanto el átomo del no metal como los átomos de oxígeno, adquieren el octeto electrónico.

La estructura de Lewis del − 2

BrO es:

La estructura de Lewis del 2− 3

SiO es:


La estructura de Lewis del

AsO34− es:

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d) Oxosales: Mg(IO3)2 y Al2(CO3)3 Para representar estructuras de Lewis de las oxosales, tenemos en cuenta que son compuestos ternarios iónicos, formados por cationes y oxoaniones y que la suma de las cargas de cationes y aniones en una unidad fórmula es igual a cero. Por lo tanto, para dibujarlas, es aconsejable separar cationes de aniones.

Mg(IO3)2, yodato de magnesio A partir de la fórmula de la sal, se deduce que en una unidad fórmula, por cada catión Mg2+, hay dos −

aniones IO 3 . La estructura de Lewis es:

Al2(CO3)3, carbonato de aluminio A partir de la fórmula de la sal, se deduce que en una unidad fórmula hay dos cationes Al3+ y 2−

tres aniones CO 3 . La estructura de Lewis es:

A continuación, presentamos una tabla en la que resumimos el tipo de partículas que constituye a los distintos tipos de sustancias y algunos ejemplos: Tipo de sustancia

Tipo de partícula

Ejemplos

Iónica

Cationes y aniones

CuSO4, NaOH, KNO3, CaO

Cationes (núcleo y electrones internos) y electrones externos móviles.

Cu, Au, Fe, Al

Moléculas

CO2, H2O, H2SO4, CH4

Metálica Molecular (covalente)

Número de oxidación y nomenclatura Existen diferentes reglas para asignar los números de oxidación de los elementos y varias nomenclaturas aceptadas, sugerimos consultar el apéndice del capítulo 5 del texto Química Básica para estudiarlas. Se denomina nomenclatura a los nombres que se les asigna a las distintas sustancias químicas. Habrán notado que hay varias formas de nombrar a las sustancias, y por ello, es


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necesario establecer y seguir una serie de reglas. La IUPAC es el organismo encargado de establecer esas reglas, que, a través del tiempo, suelen ser modificadas por diversos motivos.

Para afianzar los contenidos de esta unidad A continuación les proponemos una serie de preguntas que deberían poder responder después de haber estudiado los temas que corresponden a esta unidad.

¿Cuáles son las características de los distintos tipos de uniones químicas? ¿Qué tipo de partículas constituyen a las distintas sustancias? ¿Qué representan las fórmulas mínimas, las moleculares, y los diferentes términos utilizados en las estructuras de Lewis? ¿A qué se denomina polaridad de un enlace? ¿Qué es el momento dipolar?

En la siguiente unidad, presentamos un ejercicio resuelto que integra los temas desarrollados en las Unidades 2 y 3.


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Química

Unidad 3 Fuerzas de atracción entre partículas y propiedades físicas de las sustancias

Apuntes de la unidad En estos apuntes relacionamos la estructura de las partículas (nivel submicroscópico) y las propiedades físicas de las sustancias (nivel macroscópico), para lo cual identificamos a las partículas que constituyen a una sustancia, la forma y la polaridad de las moléculas y el tipo de fuerzas de atracción entre las partículas. Es importante tener en cuenta que para lograr predecir y/o explicar las propiedades físicas de las sustancias, es necesario comprender los conceptos mencionados para luego relacionarlos, por lo tanto, proponemos la siguiente secuencia para abordarlos: Estructura tridimensional Polaridad de moléculas diatómicas Geometría molecular Polaridad de moléculas de tres o más átomos Geometría de iones poliatómicos Fuerzas de atracción entre partículas Propiedades de las sustancias Relación entre la estructura química y las propiedades de las sustancias

Sugerimos comenzar por la lectura de la siguiente bibliografía, para el estudio y la profundización de los temas correspondientes a esta unidad: Di Risio, Cecilia y otros (2006), Capítulo 6: La forma de las moléculas y sus interacciones, en Química Básica, Buenos Aires, Editorial CCC Educando. Es muy importante que recuerden que los contenidos presentados a continuación, son fundamentales para analizar e integrar los temas correspondientes al resto de las unidades y son aplicados en la resolución de ejercicios referentes a: magnitudes atómicas y moleculares, soluciones acuosas de compuestos iónicos y compuestos orgánicos. Tengan en cuenta que las fórmulas y los nombres de las sustancias, se utilizan en el desarrollo de todos los temas de Química.


Estructura tridimensional La estructura tridimensional es la disposición y el orden de los átomos en una molécula y, en el caso de los sólidos cristalinos, de las partículas (moléculas, iones o átomos) que los forman. En esta sección analizamos, en particular, la forma de las moléculas.

Polaridad de moléculas diatómicas Hemos visto, en la Unidad 2, que un enlace covalente es polar cuando existe cierta diferencia de electronegatividad entre los átomos de los elementos que forman la unión. La magnitud que mide la polaridad de un enlace o de una molécula como un todo es el momento dipolar (μ) y la unidad en que se mide es el Debye (D). El momento dipolar está relacionado con la intensidad de las cargas y la distancia que las separa en un enlace químico y es una magnitud vectorial, es decir que se representa mediante un vector que tiene módulo (intensidad), dirección y sentido. El módulo del momento dipolar es igual al producto del valor absoluto de la carga (q) situada en cualquiera de los polos por la distancia (d) que los separa.

Figura 1. Vector

μ = q. d

Figura 2. Estructura de Lewis de Cl2

Figura 3. Modelo de esferas de la molécula de Cl2

Si una molécula es diatómica, tiene un solo enlace y su polaridad coincide con la polaridad de dicho enlace. Si el enlace es no polar, como ocurre en las moléculas de la sustancia cloro (Cl2), la distribución simétrica de los electrones determina que la molécula sea no polar.

Si el enlace es polar, la distribución de los electrones que forman la nube electrónica es asimétrica. Esto se debe a que el átomo más electronegativo atrae con mayor intensidad a los electrones del enlace, generándose un dipolo permanente.

Figura 4. Dipolo

Este material es utilizado con fines exclusivamente educativos. 2


Este tipo de enlace es el que se presenta, por ejemplo, en las moléculas de la sustancia cloruro de hidrógeno (HCl), determinando que la molécula sea polar. Figura 5. Estructura de Lewis de HCl

Figura 6. Modelo de esferas de la molécula de HCl

Para determinar la polaridad de las moléculas formadas por más de tres átomos, tenemos en cuenta que el momento dipolar de la molécula (μT) es la suma de los vectores que representan los momentos dipolares de cada uno de los enlaces. Recordamos que, cuando se suman vectores, el módulo y la dirección del vector suma dependen del ángulo que estén formando dichos vectores. Por lo tanto, el momento dipolar total de una molécula con más de un enlace depende de la disposición en el espacio de dichos enlaces, para lo cual, es importante conocer la geometría de la molécula.

Geometría y polaridad de moléculas de tres o más átomos En la Unidad 2 hemos visto que las estructuras de Lewis nos brindan información acerca de cómo se unen los átomos para formar las moléculas. Sin embargo, no muestran la distribución de los átomos en el espacio (geometría). Existen formas experimentales para determinar la distribución de los átomos que constituyen a las moléculas y teorías que permiten predecirlas, como, por ejemplo, la Teoría de repulsión de pares de electrones de valencia (TRePEV) que se basa en los siguientes postulados: o

El factor más importante para determinar la geometría de una partícula (molécula o ion) es el número de pares de electrones de valencia o externos del átomo central.

o

Dichos pares de electrones se distribuyen en el espacio de manera tal que la distancia entre estos sea la máxima posible (lo más lejos posible) para que la repulsión entre estos sea la mínima posible.

o

Los pares de electrones no compartidos o libres (que no forman uniones) ocupan más espacio que los pares compartidos.

o

A los efectos de determinar la geometría, las uniones múltiples (dobles o triples) se consideran como un solo grupo de electrones o equivalentes a un par de electrones de un enlace simple.

Al aplicar esta teoría a diferentes ejemplos, tenemos en cuenta que: o

Los electrones externos son, en realidad, los que rodean al core del átomo, es decir, al núcleo y los electrones internos.



o

La distribución o geometría electrónica (GE) es la disposición espacial que adoptan todos los pares de electrones externos del átomo central, libres o compartidos. La geometría electrónica no es la geometría real de la molécula o del ion, sino que es un instrumento para determinarlas.

o

La geometría molecular (GM) es la disposición que adoptan en el espacio los átomos que forman a la molécula. Es decir, es la geometría (forma) de la molécula.

o

La geometría del ion (GI) es la disposición que adoptan en el espacio lo átomos que forman al ion.

o

La geometría está determinada por los pares de electrones que rodean al átomo central y no por los electrones que rodean al resto de los átomos que forman la molécula o ion.

o

Los pares de electrones no compartidos ocupan más espacio que los pares de electrones compartidos, modificando el ángulo de enlace entre los átomos de la molécula.

A partir de los postulados de TRePEV, es posible predecir, en general, la geometría de diversas partículas (moléculas y iones). En esta materia, analizaremos solamente aquellas en las que existe un átomo central. En el siguiente cuadro, podemos ver las geometrías posibles para moléculas o iones formados por tres, cuatro o cinco átomos. Número de átomos por molécula o ion

Geometría Lineal (el átomo central no presenta pares de electrones sin compartir)

3

ó Angular (el átomo central presenta uno o dos pares de electrones sin compartir) Triangular (el átomo central no presenta pares de electrones sin compartir)

4

ó Piramidal (el átomo central presenta un par de electrones sin compartir)

5

Tetraédrica (el átomo central no presenta pares de electrones sin compartir)

A continuación, presentamos una serie de ejemplos en los que analizamos la geometría y la polaridad de algunas moléculas, organizados del siguiente modo: a) Moléculas en las que todos los electrones de valencia del átomo central están compartidos. Este material es utilizado con fines exclusivamente educativos. 4


b) Moléculas en las que los átomos unidos al átomo central son diferentes. c) Moléculas en las que el átomo central no cumple la regla del octeto. d) Moléculas en las que el átomo central tiene pares de electrones libres (sin compartir).

Importante Para determinar la geometría y la polaridad las moléculas, es conveniente dibujar sus estructuras de Lewis.

a) Moléculas en las que todos los electrones de valencia del átomo central están compartidos

Ejemplo 1: CO2, dióxido de carbono En las moléculas de dióxido de carbono, el átomo central es el carbono y está unido a los átomos de oxígeno por medio de dos enlaces covalentes dobles, que se consideran como dos grupos o pares de electrones. Por lo tanto, hay dos pares de electrones Figura 7. Estructura de Lewis de CO2 compartidos alrededor del átomo central. La disposición que permite la mínima repulsión es aquella en la que los grupos o pares de electrones se ubican formando un ángulo de 180º entre sí (-C-), determinando una geometría electrónica lineal. Como no hay pares de electrones libres alrededor del átomo de carbono, la geometría electrónica y la molecular coinciden, siendo ambas lineales.

La molécula de dióxido de carbono puede representarse, por ejemplo, mediante el siguiente modelo molecular:

Figura 8. Modelo de esferas de la molécula de CO2



A partir de la geometría molecular, determinamos la polaridad de la molécula. Cada → → → μT = μ1 + μ2 enlace entre el átomo de carbono y un átomo → de oxígeno (C=O) es polar. Los momentos μT = 0D dipolares correspondientes a ambos enlaces son iguales en módulo y dirección pero de sentido contrario, por lo tanto, por la Figura 9. Polaridad de la molécula de CO2 disposición en el espacio, la suma vectorial de los mismos es nula (µT = 0 D) y la molécula es no polar. La geometría determina que el ángulo de enlace (α) entre el átomo de carbono y los átomos de oxígeno (O=C=O) es de 180º.

Ejemplo 2: SO3, trióxido de azufre En las moléculas de trióxido de azufre, el átomo central es el azufre y está unido a los átomos de oxígeno por medio de un enlace covalente doble y dos enlaces covalentes dativos o coordinados, que se consideran como tres grupos o pares de electrones alrededor del átomo central. La disposición que permite la mínima Figura 10. Estructura de Lewis de SO3 repulsión es aquella en la que los grupos de electrones se ubican formando un ángulo de 120º entre sí, determinando una geometría electrónica plana triangular. Como no hay pares de electrones libres alrededor del átomo de azufre, la geometría electrónica y la molecular coinciden, siendo ambas planas triangulares.

La molécula de trióxido de azufre puede representarse, por ejemplo, mediante el siguiente modelo molecular:

Figura 11. Modelo de esferas de la molécula de SO3



A partir de la geometría molecular, determinamos la polaridad de la molécula. La misma tiene tres enlaces S-O polares. Los momentos dipolares correspondientes μT = μ1 + μ2 + μ3 = 0 D a estos enlaces son iguales en módulo y distintos en dirección y sentido, por lo tanto, por la disposición en el espacio, la suma vectorial de los mismos es nula (µT = Figura 12. Polaridad de la molécula de SO3 0 D) y la molécula es no polar. La geometría determina que el ángulo de enlace (α) entre el átomo de azufre y dos átomos de oxígeno (O-S-O) es de 120º.

Ejemplo 3: CCl4, tetracloruro de carbono

Figura 13.

Estructura de Lewis de CCl4

En las moléculas de tetracloruro de carbono, el átomo central es el carbono y está unido a los átomos de cloro por medio de cuatro enlaces covalentes simples. Por lo tanto, hay cuatro pares de electrones compartidos alrededor del átomo central. La disposición que permite la mínima repulsión es aquella en la que los pares de electrones se ubican formando un ángulo de 109,5º entre sí, determinando una geometría electrónica tetraédrica.

Como no hay pares de electrones libres alrededor del átomo de carbono, la geometría electrónica y la molecular coinciden, siendo ambas tetraédricas. La molécula de tetracloruro de carbono puede representarse, por ejemplo, mediante el siguiente modelo molecular:

Figura 14. Modelos moleculares: (a) bolas y varillas y (b) de esferas de CCl4



µT = µ1 + µ2 + µ3 + µ4 µT = 0 D

Figura 15. Polaridad de la molécula de CCl4

A partir de la geometría molecular, determinamos la polaridad de la molécula. La misma tiene cuatro enlaces C-Cl polares. Los momentos dipolares correspondientes a estos enlaces son iguales en módulo y distintos en dirección y sentido. Entonces, por la disposición en el espacio, el momento dipolar total resulta ser nulo (µT = 0 D) y la molécula es no polar. La geometría determina que el ángulo de enlace (α) entre el átomo de carbono y dos de los átomos de cloro (Cl-C-Cl) es de 109,5º.

b) Moléculas en las que los átomos unidos al átomo central son diferentes Ejemplo: CH3Cl, clorometano o cloruro de metilo En las moléculas de cloruro de metilo, el átomo central es el carbono y está unido a tres átomos de hidrógeno y a un átomo de cloro por medio de cuatro enlaces covalentes simples. Por lo tanto, hay cuatro pares de electrones compartidos alrededor del átomo central. La disposición que permite la mínima repulsión es tetraédrica.

Figura 16. Estructura de Lewis de CH3Cl

Como no hay pares de electrones libres alrededor del átomo de carbono, la geometría electrónica y la molecular coinciden, siendo ambas tetraédricas.

La molécula de cloruro de metilo (clorometano) puede representarse, por ejemplo, mediante el siguiente modelo molecular:

Figura 17. Modelo de esferas de la molécula de CH3Cl



μT = μ1 + μ2 + μ3 + μ4 μT ≠ 0 D

A partir de la geometría molecular, determinamos la polaridad de la molécula. La misma tiene un enlace C-Cl y tres enlaces C-H, polares. Los momentos dipolares correspondientes al enlace C-Cl y C-H no son iguales en módulo. Entonces, la suma vectorial de los momentos dipolares de los enlaces no es nula (µT ≠ 0 D) y la molécula es polar.

Figura 18. Polaridad de la molécula de CH3Cl

c) Moléculas en las que el átomo central no cumple la regla del octeto

Ejemplo 1: BeCl2, cloruro de berilio

Figura 19. Estructura de Lewis de BeCl2

En las moléculas de cloruro de berilio, el átomo central es el berilio y posee dos pares de electrones compartidos, entonces, la geometría electrónica es lineal. Como no hay pares de electrones libres, sobre el átomo de berilio, la geometría electrónica y la geometría molecular coinciden, siendo ambas lineales.

La molécula de cloruro de berilio puede representarse, por ejemplo, mediante el siguiente modelo molecular: Figura 20. Modelo de esferas de la molécula de BeCl2

→

→

→

μT = μ1 + μ2 → μT = 0D

Figura 21. Polaridad de la molécula de BeCl2

A partir de la geometría molecular, determinamos la polaridad de la molécula. Cada enlace entre el átomo de berilio y un átomo de cloro es polar. Los momentos dipolares correspondientes a ambos enlaces son iguales en módulo y dirección, pero de sentido contrario, por lo tanto, por la disposición en el espacio, la suma vectorial



de los mismos es nula (µT = 0 D) y la molécula es no polar. La geometría determina que el ángulo de enlace (α) entre el átomo de berilio y los átomos de cloro (Cl-Be-Cl) es de 180º.

Ejemplo 2: BF3, trifluoruro de boro En las moléculas de trifluoruro de boro el átomo central es el boro y posee tres pares de electrones compartidos, entonces, la geometría electrónica es plana triangular.

Figura 22. Estructura de Lewis de BF3

Como no hay pares de electrones libres, sobre el átomo de boro, la geometría electrónica y la geometría molecular coinciden, siendo ambas planas triangulares.

La molécula de trifluoruro de boro puede representarse, por ejemplo, mediante el siguiente modelo molecular:

Figura 23. Modelo de esferas de la molécula de BF3

µT = μ1 + μ2 + μ3 µT = 0 D

Figura 24. Polaridad de la molécula de BF3

A partir de la geometría molecular, determinamos la polaridad de la molécula. La misma tiene tres enlaces B-F polares. Los momentos dipolares correspondientes a estos enlaces son iguales en módulo y distintos en dirección y sentido, por lo tanto, por la disposición en el espacio, la suma vectorial de los mismos es nula (µT = 0 D) y la molécula es no polar. Esta geometría determina que el ángulo de enlace (α) entre el átomo de boro y dos de los átomos de fluor (F-B-F) es de 120º.



d) Moléculas en las que el átomo central tiene pares de electrones libres

Ejemplo 1: SO2, dióxido de azufre

Figura 25. Estructura de Lewis de SO2

En esta molécula existe un enlace doble que, a efectos de determinar la geometría consideramos como simple, por lo tanto, hay tres grupos o pares de electrones alrededor del átomo de azufre, que es el átomo central, entonces, la geometría electrónica es plana triangular. Como uno de los pares de electrones no está compartido con otro átomo, la geometría molecular, determinada por los tres átomos que forman la molécula, resulta ser angular.

La molécula de dióxido de azufre puede representarse, por ejemplo, mediante el siguiente modelo molecular:

Figura 26. Modelo de esferas de la molécula de SO2

µT = μ1 + μ2 µT ≠ 0 D

Figura 27. Polaridad de la molécula de SO2

A partir de la geometría molecular, determinamos la polaridad de la molécula. Cada enlace entre el átomo de azufre y un átomo de oxígeno es polar. Los momentos dipolares correspondientes a los enlaces tienen igual módulo y distinta dirección. Entonces, por la disposición en el espacio, la suma vectorial de los momentos dipolares de los enlaces no es nula (µT ≠ 0 D) y la molécula es polar. Esta geometría molecular determina que el ángulo de enlace (α) entre el átomo de azufre y los átomos de oxígeno (O-S-O) es menor que 120º.



Ejemplo 2: NH3, amoníaco

Figura 28. Estructura de Lewis de NH3

En esta molécula existen cuatro pares de electrones alrededor del átomo de nitrógeno, que es el átomo central, entonces, la geometría electrónica es tetraédrica. Como uno de los pares de electrones no está compartido con otro átomo, la geometría molecular, determinada por los cuatro átomos que forman la molécula, resulta ser piramidal.

La molécula de amoniaco puede representarse, por ejemplo, mediante el siguiente modelo molecular:

Figura 29. Modelo de esferas de la molécula de NH3

µT = μ1 + μ2 + μ3 µT = ≠ 0 D

Figura 30. Polaridad de la molécula de NH3

A partir de la geometría molecular, determinamos la polaridad de la molécula. Cada enlace entre cada átomo de hidrógeno y el átomo de nitrógeno es polar. Los momentos dipolares correspondientes a los enlaces tienen igual módulo y distinta dirección. Entonces, por la disposición en el espacio, la suma vectorial de los momentos dipolares de los enlaces no es nula (µT ≠ 0 D) y la molécula es polar. Esta geometría molecular determina que el ángulo de enlace (α) entre el átomo de nitrógeno y dos de los átomos de hidrógeno (H-N-H) es menor que 109,5º.

Ejemplo 3: H2O, agua

Figura 31. Estructura de Lewis de H2O

En esta molécula existen cuatro pares de electrones alrededor del átomo de oxigeno, que es el átomo central, entonces, la geometría electrónica es tetraédrica. Como dos de los pares de electrones no están compartidos con otros átomos, la geometría molecular, determinada por los tres átomos que forman la molécula, resulta ser angular.



La molécula de agua puede representarse, por ejemplo, mediante el siguiente modelo molecular:

Figura 32. Modelo de esferas de la molécula de H2O

μT = μ1 + μ2 μT = 0 D Figura 33. Polaridad de la molécula de H2O

A partir de la geometría molecular, determinamos la polaridad de la molécula. Cada enlace entre cada átomo de hidrógeno y el átomo de oxígeno es polar. Los momentos dipolares correspondientes a los enlaces tienen igual módulo y distinta dirección. Entonces, por la disposición en el espacio, la suma vectorial de los momentos dipolares de los enlaces no es nula (µT ≠ 0 D) y la molécula es polar. Esta geometría molecular determina que el ángulo de enlace (α) entre el átomo de oxígeno y los átomos de hidrógeno (H-O-H) es menor que 109,5º.

En síntesis, acerca de la polaridad de las moléculas recordamos que: • Una molécula diatómica es no polar, si los átomos que la forman son iguales. • Una molécula diatómica es polar, si los átomos que la forman son distintos. • Una molécula de 3 o más átomos es no polar si la suma vectorial de los momentos dipolares de todos los enlaces es nula (µT = 0 D). Si los átomos que rodean al átomo central son iguales, las polaridades de los enlaces también lo son (los vectores momento dipolar tienen igual módulo) y, debido a la geometría de la molécula (lineal, triangular, tetraédrica), el momento dipolar total será igual a cero Debye. Es importante tener en cuenta que aunque cada uno de los enlaces presentes sean polares, la molécula puede ser no polar. • Una molécula de 3 o más átomos es polar, si la suma vectorial de los momentos dipolares de todos los enlaces no es nula (µT ≠ 0 D). Esto se da en las siguientes situaciones: o Si los átomos que rodean al átomo central son iguales, las polaridades de los enlaces también lo son y, debido a la geometría de la molécula (angular o piramidal), el momento dipolar total es distinto de cero Debye. o Si los átomos que rodean al átomo central son de elementos diferentes, las polaridades de los enlaces no son iguales (los vectores momento dipolar no tienen igual módulo). Entonces, la suma vectorial de los momentos dipolares de los enlaces no es nula, independientemente de la geometría molecular. El momento dipolar total es distinto de cero (µT ≠ 0 D), la molécula es polar.



Geometría de iones poliatómicos Como ya mencionamos, la geometría del ion es la disposición que adoptan en el espacio los átomos que forman al ion y puede determinarse a partir de la Teoría de repulsión de pares de electrones de valencia. A continuación, analizamos algunos ejemplos.

Ejemplo 1: NH4+, catión amonio Alrededor del átomo de nitrógeno, que es el átomo central, hay cuatro pares de electrones compartidos, lo que determina que la geometría electrónica sea tetraédrica y la geometría del ion, también. Esta geometría determina que el ángulo de enlace (α) entre el átomo de nitrógeno y dos de los átomos de hidrógeno (H-N-H) es igual a 109,5º. Figura 34. Estructura de Lewis de NH4+

Ejemplo 2: H3O+, ion oxonio (hidronio)

Figura 35. Estructura de Lewis de H3O+

Alrededor del átomo de oxígeno, que es el átomo central, hay cuatro pares de electrones, lo que determina que la geometría electrónica sea tetraédrica. De esos cuatro pares de electrones, solo tres se encuentran compartidos con átomos de hidrógeno. Uno de los pares de electrones está sin compartir, por lo que la geometría del ion es piramidal. Esta geometría determina que el ángulo de enlace (α) entre el átomo de oxígeno y dos de los átomos de hidrógeno (H-O-H) se aproxime a 109,5º.

2-

Ejemplo 3: SO3 , ion sulfito

Figura 36. Estructura de Lewis de

SO32-

Alrededor del átomo de azufre, que es el átomo central, hay cuatro pares de electrones, lo que determina que la geometría electrónica sea tetraédrica. Uno de los cuatro pares de electrones queda sin compartir, en consecuencia, la geometría del ión resulta ser piramidal. Esta geometría determina que el ángulo de enlace (α) entre el átomo de azufre y dos de los átomos de oxígeno (O-S-O) se aproxime a 109,5º.



Ejemplo 3:

NO-2 , ion nitrito

Figura 37. Estructura de Lewis de

NO-2

Alrededor del átomo de nitrógeno, que es el átomo central, hay tres grupos o pares de electrones, lo que determina que la geometría electrónica sea triangular. Un par de electrones queda sin compartir, en consecuencia, la geometría del ion resulta ser angular. Esta geometría determina que el ángulo de enlace (α) entre el átomo de nitrógeno y los átomos de oxígeno (O-N-O) se aproxime a 109,5º.

Importante No es correcto aplicar el concepto de polaridad a los iones, debido a que éstos son partículas con carga eléctrica.

Fuerzas de atracción entre partículas El estado físico en que se presentan las sustancias, a determinada temperatura y determinada presión, y algunas propiedades físicas, como el punto de fusión y el punto de ebullición, están relacionadas con la intensidad de las fuerzas que mantienen unidas a las partículas (átomos, moléculas o iones) que las forman. Dichas fuerzas son de origen electrostático y su intensidad depende del tipo de partículas que interactúan.

Las partículas que forman a las sustancias iónicas son cationes y aniones alternados que se mantienen unidos en una red cristalina tridimensional, logrando la máxima atracción entre las cargas de distinto signo (atracción electrostática entre cargas opuestas).

Figura 38. Representación de la red cristalina de NaCl



Las partículas que forman a las sustancias metálicas son cationes (núcleo y electrones internos) y electrones externos móviles que se atraen por fuerzas electrostáticas.

Figura 39. Representación de una red metálica

Las partículas que forman a las redes covalentes son átomos unidos por enlaces covalentes.

Figura 40. Representación de red covalente del grafito

Las partículas que forman a las sustancias moleculares son moléculas que se atraen por fuerzas intermoleculares o fuerzas de Van Der Waals. Las moléculas se mantienen unidas entre sí por atracción electrostática entre los polos de carga opuesta.

Figura 41. Representación de la red cristalina del hielo

A continuación, mencionamos las características de las distintas fuerzas intermoleculares: a) fuerzas de London o fuerzas de dispersión, b) fuerzas dipolo-dipolo, c) interacción por puente de hidrógeno.



a) Fuerzas de London o fuerzas de dispersión Estas fuerzas están presentes entre las moléculas de todas las sustancias (polares y no polares) y entre los átomos de los gases nobles. La atracción entre moléculas no polares y de los átomos de los gases nobles se explica por la formación de dipolos transitorios. Debido al movimiento de los electrones en determinado momento, se origina una distribución asimétrica de la nube electrónica, quedando una densidad de carga negativa en un extremo y una densidad de carga positiva en el otro. Es decir, se genera en la molécula un dipolo transitorio que, a su vez, induce otro dipolo transitorio en la molécula vecina, de este modo, las moléculas se unen por atracción electrostática entre los extremos de densidad de carga opuesta. A mayor tamaño de las nubes de electrones, más se polarizan las moléculas (mayor distorsión de las nubes electrónicas) y más intensas son las fuerzas de London.

A continuación, presentamos ejemplos de sustancias cuyas partículas se atraen por este tipo de fuerzas.

Ejemplo 1: He, helio Los gases nobles, como el helio, están formados por átomos.

Figura 42. Representación de la atracción entre átomos de He.

En este esquema se muestra la distorsión de las nubes electrónicas al acercarse dos átomos de He. La atracción electrostática, en este caso, es debida a la formación de dipolos transitorios.

Ejemplo 2: halógenos ¿Por qué el flúor (F2) es gaseoso a temperatura ambiente y a presión atmosférica normal? ¿Por qué el bromo (Br2) es líquido y el iodo (I2), sólido en las mismas condiciones? Estas sustancias están constituidas por moléculas diatómicas no polares que se encuentran atraídas únicamente por fuerzas de London. Como ya señalamos, su intensidad depende del



tamaño de las nubes electrónicas. Por lo tanto, determinamos el número de electrones de las moléculas que las forman: o

una molécula de F2 tiene 18 electrones,

o

una molécula de Br2 tiene 70 electrones,

o

una molécula de I2 tiene 106 electrones.

Es evidente que las nubes electrónicas de las moléculas de iodo son las de mayor tamaño. Por lo tanto, son más polarizables, y las fuerzas de London que actúan entre estas son más intensas. De ahí que el iodo sea sólido a temperatura ambiente y a presión atmosférica normal. Aplicamos el mismo razonamiento para el caso del bromo, cuyas moléculas tienen nubes de electrones de menor tamaño que las del yodo. Las fuerzas de London que actúan entre estas son menos intensas y, como consecuencia, a temperatura ambiente y a presión atmosférica normal, el bromo se presenta en estado líquido. En el caso del flúor, las moléculas son menos polarizables porque sus nubes electrónicas son más pequeñas (en comparación con las del iodo y del bromo), en consecuencia, menor es la intensidad de las fuerzas de London. A temperatura ambiente y a presión atmosférica normal, es un gas.

b) Fuerzas dipolo-dipolo o atracción entre dipolos permanentes Estas interacciones se producen solo entre moléculas polares. Las moléculas se mantienen unidas entre sí por atracción electrostática entre los polos de carga opuesta. En este caso, la intensidad de estas fuerzas es directamente proporcional a la polaridad de las moléculas. Los polos opuestos de moléculas distintas se atraen, aumentando, así, la interacción entre estas.

Figura 43. Representación de la atracción entre dipolos

c) Interacción por puente de hidrógeno

Figura 44. Representación de la atracción por puente de hidrógeno entre moléculas de agua

Este tipo de fuerzas se da entre las moléculas polares que poseen un átomo de hidrógeno unido a un átomo de un elemento muy electronegativo (como el F, el O o el N). Debido a la gran diferencia de electronegatividad, el par de electrones compartido está más intensamente atraído por el átomo más electronegativo, generando sobre este una zona de alta densidad de carga negativa y quedando sobre el átomo de hidrógeno una zona de alta densidad de carga positiva. Esto determina que haya una intensa atracción entre el extremo de



densidad de carga positiva (sobre átomo de H) de una molécula y el extremo de densidad de carga negativa (átomos de F, O o N) de la molécula vecina.

En síntesis: •

Las fuerzas de atracción electrostáticas entre cationes y aniones son mucho más intensas que cualquiera de las atracciones intermoleculares.

•

La intensidad de las fuerzas intermoleculares depende del tamaño de la nube electrónica, de la forma, de la polaridad y de la contribución de los distintos tipos de fuerzas.

•

Las fuerzas intermoleculares no actúan de manera independiente, ya que cada tipo de fuerza contribuye a la atracción total.

•

Las fuerzas de atracción son las responsables de mantener atraídas a las partículas (átomos, moléculas o iones) cuando una sustancia se encuentra en el estado líquido o sólido.

•

En el estado gaseoso, las partículas poseen una elevada energía cinética, por lo que las fuerzas de atracción no son efectivas.

Propiedades de las sustancias Algunas de las propiedades físicas de las sustancias que analizamos son: el estado físico, el punto de fusión, el punto de ebullición, la solubilidad y la conductividad eléctrica. • Las sustancias pueden presentarse, básicamente, en tres estados de agregación: sólido, líquido y gaseoso, dependiendo de la intensidad de las fuerzas que mantienen unidas a las partículas que las forman. • El punto de ebullición (PEb) es la temperatura a la cual una sustancia pasa del estado líquido al estado gaseoso (más precisamente es la temperatura a la cual la presión de vapor del líquido es igual a la presión del medio que rodea al líquido y, en esas condiciones, se puede formar vapor en cualquier punto del líquido). Para que este cambio de estado se produzca, es necesario que las partículas adquieran la energía cinética suficiente para separarse, de tal modo que no existan fuerzas de atracción entre ellas. Cuanto más intensas sean las fuerzas de atracción entre las partículas, mayor será la energía necesaria para separarlas y, por lo tanto, mayor será el punto de ebullición. • El punto de fusión (PF) es la temperatura a la cual una sustancia pasa del estado sólido al estado líquido. Para que este cambio de estado se produzca, es necesario que las partículas adquieran la energía cinética suficiente para trasladarse unas sobre otras. Cuanto más intensas sean las fuerzas de atracción entre las partículas, mayor será la energía necesaria para producir el cambio de estado.



• Para que una sustancia sea soluble en otra (se disuelva) se tienen que establecer fuerzas de atracción entre las partículas que las forman. • Una sustancia conduce la corriente eléctrica si posee partículas con carga eléctrica (iones o electrones) móviles, es decir, que puedan trasladarse. A continuación, analizamos las propiedades mencionadas de los distintos tipos de sustancias (metálicas, iónicas y moleculares) y relacionándolas con sus estructuras químicas.

Sustancias metálicas Las propiedades de los metales varían ampliamente. En forma general, puede decirse que los metales: •

Poseen brillo característico.

•

Son buenos conductores de la electricidad y del calor, debido a que poseen electrones móviles.

•

Son dúctiles y maleables, es decir, pueden reducirse a láminas o a hilos.

• Son sólidos a temperatura y a presión ambiente, excepto el mercurio, debido a que se establecen atracciones electrostáticas de elevada intensidad entre cationes y electrones. • Tienen puntos de fusión y de ebullición que abarcan un amplio rango de temperaturas (PF hierro: 1535 ºC; PF estaño: 232 ºC; PF cesio: 28,6 ºC). •

Son insolubles en agua. Algunos reaccionan con esta.

Sustancias iónicas Algunas de sus propiedades características son: • Tienen puntos de fusión y de ebullición elevados y son sólidos a temperatura y a presión ambiente, debido a que los iones se encuentran atraídos por fuerzas de elevada intensidad. • Son solubles en solventes polares como el agua. En este caso, se presentan interacciones entre los iones y las moléculas de agua, como se muestra en el siguiente esquema:



Figura 45. Representación de la disolución de la sal (NaCl) en agua

• Son buenos conductores de la corriente eléctrica, fundidos (en estado líquido) y en solución acuosa (disueltos en agua), porque los iones tienen movilidad. En estado sólido, no conducen la corriente eléctrica, debido a que los iones no tienen movilidad.

Sustancias moleculares Algunas propiedades de las sustancias moleculares son: • Tienen puntos de fusión y de ebullición relativamente bajos. A temperatura ambiente, pueden presentarse en estado gaseoso, líquido o sólido dependiendo de la intensidad de las fuerzas intermoleculares. • Generalmente son solubles en solventes polares, si son polares, y en solventes no polares, si son no polares. • No conducen la corriente eléctrica, ya que los electrones están comprometidos en los enlaces entre los átomos, es decir, no tienen libertad de movimiento.

Relación entre la estructura química y las propiedades de las sustancias Para relacionar las propiedades de las sustancias con su estructura es conveniente tener en cuenta la siguiente secuencia: •

Identificar el tipo de sustancia (iónica, molecular o metálica) y las partículas que la forman.

•

Dibujar la estructura de Lewis.



• Indicar el número de electrones, la geometría y la polaridad de las moléculas, en las sustancias moleculares. •

Indicar para cada sustancia el tipo de fuerza de atracción entre las partículas que la forman.

•

Comparar la intensidad de las fuerzas de atracción entre las partículas de distintas sustancias.


¿Cuáles son las ideas que hay que tener en cuenta para determinar la forma de una molécula? ¿Qué diferencia existe entre la geometría electrónica y la geometría de una partícula (molécula o ion)? ¿Qué conceptos son necesarios para determinar la polaridad en moléculas diatómicas y en moléculas de tres o más átomos? ¿Cuál es la relación que existe entre la intensidad de las fuerzas de atracción que mantienen unidas a las partículas (átomos, iones o moléculas) y las propiedades físicas de las sustancias? ¿Cuáles son las características que tiene que tener un material para conducir la corriente eléctrica? ¿Por qué las sustancias iónicas tienen puntos de fusión mayores que los de las sustancias moleculares?



Ejercicio explicado A continuación, presentamos un ejercicio y su resolución en el que integramos los contenidos de las Unidades 2 y 3, y mostramos una forma de relacionar la teoría con la práctica con la intención de ayudarlos a resolver ejercicios similares.

Se dispone de las siguientes sustancias: BCl3, NH3, CHCl3, Na2XOb, CCl4, I2, HCl, BeCl2, Br2, SO3, PH3, NaCl y NCl3. a) En una unidad fórmula de Na2XOb, un átomo del elemento 16X forma con átomos de oxígeno un anión en el cual X presenta todos sus pares electrónicos compartidos. i) Identifiquen X con su símbolo y escriban la estructura de Lewis de dicho anión. ii) Indiquen la geometría del anión y el ángulo de enlace entre dos átomos adyacentes. Justifiquen la respuesta. iii) Escriban la fórmula y el nombre de la sustancia. b) Indiquen y justifiquen cuál de estas sustancias está constituida por moléculas polares: i) BCl3 ii) NCl3 iii) BeCl2 c) Expliquen a qué se deben las diferencias en los puntos de ebullición y en los de fusión en los siguientes pares: i) CHCl3 (PEb: 61,0 ºC) y CCl4 (PEb: 77,0 ºC) ii) NH3 (PEb: -33,0 ºC) y HCl (PEb: -85,1 ºC) iii) NaCl (PF: 801 ºC) y I2 (PF: 114 ºC) d) Indiquen y justifiquen cuál de estas sustancias es soluble en un solvente polar: i) Br2 ii) SO3 iii) PH3

Resolución a) i) Para identificar X con su símbolo y escribir la estructura de Lewis del anión, es conveniente tener en cuenta: o

el número atómico de X.



o

la carga del anión.

o

el número de átomos de oxígeno que constituyen al anión.

El símbolo de X se determina a partir de 16X. El subíndice indica que el Z (número atómico) es 16, con ese dato, podemos ubicar a X en la tabla periódica. El elemento es el azufre (S).

Para conocer la carga del anión tenemos en cuenta que, en una unidad fórmula, la suma entre las cargas de los iones es cero; si por cada dos Na+ (2 cargas positivas) hay un anión SO bx − , significa que cada uno tiene 2 cargas negativas (anión divalente). La fórmula general del oxoanión es:

SO b2− Por último, para conocer el valor del subíndice (b) en el oxígeno, consideramos que el anión tiene 2 cargas negativas, entonces, corresponde colocar un electrón por cada carga que posea el anión (en este caso, dos) en 2 átomos de oxígeno diferentes. De esta manera, el átomo de azufre establece dos uniones covalentes simples con los 2 átomos de oxígeno, y los tres completan el octeto, quedando dos pares de electrones libres en el azufre. Por lo tanto, hay que agregar 2 átomos de oxígeno para que el azufre presente todos los electrones compartidos, como se indica en el enunciado. El anión formado es:

ii) En el oxoanión

SO 24-

SO 24- ,

y su estructura de Lewis:

el azufre es el átomo central y está rodeado por cuatro pares de

electrones compartidos, lo que determina que la geometría electrónica sea tetraédrica y la geometría del ion también. Esta geometría determina que el ángulo de enlace (α) entre el átomo de azufre y dos de los átomos de oxígeno (O-S-O) es igual a 109,5º. Rta: GI tetraédrica, α = 109,5º

iii) En este punto, tenemos que escribir la fórmula de la sustancia, para lo cual, reemplazamos por X al símbolo del azufre identificado en el punto i), por lo tanto, la fórmula es Na2SO4. A continuación, consideramos las reglas de nomenclatura para nombrarla. El Na2SO4 es una oxosal, pues está formada por tres elementos: metal, no metal y oxígeno. Para nombrar este compuesto, es necesario considerar el número de oxidación con el que actúa cada Este material es utilizado con fines exclusivamente educativos. 24


elemento. El sodio actúa con +1, el oxígeno con –2, y el número de oxidación del azufre lo calculamos teniendo en cuenta lo siguiente: la suma de los números de oxidación, multiplicados por el subíndice es igual a la carga neta del ion (2-), entonces: +x + 4(-2) = 2donde x es el número de oxidación con el que actúa el azufre en la sal. Luego, despejamos x: x = -2 + 8 = +6

Dado que el azufre actúa con el mayor número de oxidación, el nombre es sulfato de sodio. Importante En las justificaciones se pretende una explicación detallada y completa, utilizando conceptos teóricos, acerca del hecho o fenómeno que se pide explicar/justificar. Es conveniente tener en cuenta que toda justificación/explicación tiene que indicar claramente las causas y la cadena causal que permite inferir la conclusión a la que arriban. No pueden faltar nexos entre las causas establecidas y el hecho que se quiere explicar/justificar.

b) En este punto, debemos establecer la polaridad de las moléculas de BCl3, NCl3 y BeCl2, entonces, dibujamos las estructuras de Lewis y determinamos su geometría. Molécula

BCl3

NCl3

BeCl2

GE

triangular

tetraédrica

lineal

GM

triangular

piramidal

lineal

μT y polaridad

µT = 0 D

µT ≠ 0 D

µT = 0 D

Molécula no polar

Molécula polar

Molécula no polar

Estructura de Lewis

En las moléculas de BCl3 y BeCl2, los átomos que rodean al átomo central son iguales, las polaridades de los enlaces también lo son (los vectores momento dipolar tienen igual módulo) y, debido a la geometría de las moléculas (triangular y lineal, respectivamente), la suma vectorial de los momentos dipolares de todos los enlaces es nula (µT = 0 D), por lo tanto, ambas moléculas son no polares. Este material es utilizado con fines exclusivamente educativos. 25


A partir de la geometría molecular, determinamos la polaridad de la molécula NCl3. Cada enlace entre cada átomo de cloro y el átomo de nitrógeno es polar. Los momentos dipolares correspondientes a los enlaces tienen igual módulo y distinta dirección. Entonces, por la disposición en el espacio (piramidal), la suma vectorial de los momentos dipolares de los enlaces no es nula (µT ≠ 0 D) y la molécula es polar. c) Para explicar a qué se deben las diferencias en los puntos de ebullición y en los de fusión de diferentes sustancias, tenemos en cuenta: o

El tipo de sustancia: iónica, molecular o metálica.

o

El tamaño de la nube electrónica y la forma de las moléculas, para comparar la intensidad de las fuerzas de London o de dispersión.

o

La polaridad de las moléculas. En moléculas formadas por más de dos átomos, como las mencionadas, es necesario resolver la geometría molecular para establecer si son moléculas polares o no polares.

o

Las fuerzas de atracción entre partículas de una sustancia para poder comparar la intensidad de las mismas entre las sustancias dadas.

o

Cuanto más intensas sean las fuerzas de atracción entre las partículas, mayor será la energía necesaria para separarlas y, por lo tanto, mayor será el punto de ebullición o de fusión.

i) A continuación, organizamos la información necesaria para explicar la diferencia en los puntos de ebullición en el siguiente cuadro: Fórmula

CCl4

CHCl3

Punto de ebullición

61,0 ºC

77,0ºC

Tipo de sustancia

molecular

molecular

GE

tetraédrica

tetraédrica

GM

tetraédrica

tetraédrica

µT y polaridad

µT ≠ 0 D

µT = 0 D

Molécula polar

Molécula no polar

58

74

Estructura de Lewis

Nº de electrones por molécula



Fuerzas intermoleculares

London y dipolo-dipolo

London

El punto de ebullición del CCl4 es superior al del CHCl3 porque la intensidad de las fuerzas de London entre las moléculas de CCl4 supera las contribuciones de las fuerzas de London y dipolodipolo entre las moléculas del CHCl3. Esto se debe a que el número de electrones de las moléculas de CCl4 es mayor, es decir, la nube electrónica se distorsiona con más facilidad y aumenta la polarizabilidad de las moléculas. Por lo tanto, la atracción entre estas es de mayor intensidad. Por este motivo, es necesario suministrar más energía, en forma de calor, para que las moléculas adquieran la energía cinética suficiente para separarse y producir el cambio de estado.

ii) A continuación, organizamos la información necesaria para explicar la diferencia en los puntos de ebullición en el siguiente cuadro: Fórmula

HCl

NH3

Punto de ebullición

-33,0 ºC

-85,1 ºC

Tipo de sustancia

molecular

molecular

GE

tetraédrica

----

GM

piramidal

lineal

µT y

µT ≠ 0 D

µT ≠ 0 D

Polaridad

Molécula polar

Molécula polar


10

18


London, dipolo-dipolo y puente de hidrógeno


Estructura de Lewis

El punto de ebullición del NH3 (−33 ºC) es mayor al del HCl (-85,1 ºC), es decir, las fuerzas de atracción entre las moléculas de NH3 son de mayor intensidad. Entre moléculas de amoníaco se establecen las interacciones puente de hidrógeno y dipolo-dipolo y London, la contribución de las tres interacciones supera la intensidad de las atracciones dipolodipolo y London entre las moléculas de HCl, por lo que la energía necesaria para que las moléculas se separen y se produzca el cambio de estado es mayor.



iii) El NaCl es un compuesto iónico formado por cationes y aniones que se mantienen unidos por atracción electrostática entre cargas opuestas. Esta atracción es muy intensa. El I2 es una sustancia molecular, formada por moléculas no polares que se mantienen unidas por fuerzas de London. El punto de fusión del NaCl (PF: 801 ºC) es mayor que el punto de fusión del I2 (PF: 114 ºC), porque las fuerzas de atracción entre los iones es de mayor intensidad que las fuerzas intermoleculares. Para que se produzca la fusión, es necesario entregar más energía a un compuesto iónico que a un compuesto molecular.

d) En este punto, hay que indicar y justificar la solubilidad de distintas sustancias en un determinado solvente, para lo cual, tenemos en cuenta que: o

Para que una sustancia se disuelva en otra, las partículas que las constituyen tienen que establecer interacciones.

o

Los compuestos iónicos y las sustancias formadas por moléculas polares, generalmente, se disuelven en solventes polares, como por ejemplo, el agua.

o

Las sustancias constituidas por moléculas no polares se disuelven en solventes no polares, como, por ejemplo, el CCl4 y el C6H6 (benceno).

A continuación, organizamos la información necesaria para analizar la solubilidad de las sustancias (Br2, SO3 y PH3) en el siguiente cuadro: Fórmula Tipo de sustancia

Br2

SO3

PH3

molecular

molecular

molecular

GE

-----

triangular

tetraédrica

GM

lineal

triangular

piramidal

µT y polaridad

µT = 0 D

µT = 0 D.

µT ≠ 0 D.

Molécula no polar

Molécula no polar

Molécula polar

Estructura de Lewis

El PH3 es soluble en un solvente polar, debido a que sus moléculas polares se atraen con las moléculas polares del solvente.


Química

Unidad 4 Magnitudes atómicas y moleculares

Apuntes de la Unidad En estos apuntes presentamos distintas magnitudes, como la masa y el volumen, vinculadas con las sustancias y con las partículas que las constituyen. En el recorrido hecho hasta aquí hemos analizado: cómo está formado un átomo, cuál es el modelo atómico que utilizamos en esta asignatura, cuáles son los distintos tipos de uniones químicas, cuáles son las partículas que constituyen la materia, qué tipo de fuerzas de atracción actúan entre estas y cuál es la relación entre la estructura de las partículas y las propiedades físicas de las sustancias. Para la comprensión de estos temas, es necesaria la conexión y la diferenciación permanente de los tres niveles de representación, macroscópico, submicroscópico y simbólico. Sugerimos comenzar por la lectura de la siguiente bibliografía, para el estudio y la profundización de los temas correspondientes a esta unidad: Di Risio, Cecilia y otros (2006), Capítulo 2: Átomos y moléculas, en Química Básica, Buenos Aires, Editorial CCC Educando.

Importante Tengan en cuenta que los contenidos presentados a continuación son fundamentales para analizar e integrar los temas correspondientes al resto de las unidades y son aplicados en la resolución de ejercicios referentes a: gases ideales, soluciones, reacciones químicas, equilibrio químico y equilibrio ácido-base.

Magnitudes atómicas y moleculares Para poder hablar de las magnitudes atómicas y moleculares es fundamental comprender que las sustancias están constituidas por partículas extremadamente pequeñas y que el tipo de partícula que constituye a una sustancia depende de las uniones químicas. Es importante tener en cuenta que cada vez que utilizamos el término “sustancia” nos referimos a un conjunto enorme de partículas (nivel macroscópico).


Recordemos que: •

las partículas que forman a las sustancias son: o

iones (cationes y aniones) en las sustancias iónicas,

o

moléculas en las sustancias moleculares,

o

cationes (núcleo y electrones internos) y electrones externos móviles en los metales,

o

átomos en las redes covalentes.

• las fórmulas representan simbólicamente a las sustancias y nos brindan información acerca de la mínima relación entre los iones de una unidad fórmula, entre los átomos en una molécula (nivel submicroscópico); así como también de la composición de las sustancias. Por ejemplo, para las siguientes fórmulas: Ca, CO2 , Na2S, la fórmula Ca representa a:

1 átomo de calcio (Nivel submicroscópico)

la sustancia calcio constituida por átomos, en forma de cationes (núcleo y electrones internos) y sus electrones externos móviles (Nivel macroscópico)

la fórmula CO2 representa a:

1 molécula de dióxido de carbono (Nivel submicroscópico)

la sustancia dióxido de carbono formada por moléculas (Nivel macroscópico)

Además, en este caso, a partir de la fórmula sabemos que 1 molécula de dióxido de carbono está formada por 1 átomo de carbono y 2 átomos de oxígeno.

la fórmula Na2S representa a:

1 unidad elemental de sulfuro de sodio (Nivel submicroscópico)


la sustancia sulfuro de sodio formada por iones, cationes sodio (Na+) y aniones sulfuro (S2-) (Nivel macroscópico)

2


Magnitudes En esta sección, nos ocuparemos de una magnitud de los átomos y de las moléculas: la masa. Cotidianamente utilizamos distintas magnitudes casi sin darnos cuenta, por ejemplo: o

la masa, cada vez que compramos pan, carne, papas, etc,

o

el volumen, al preparar jugo, comprar gaseosas, beber un jarabe, etc,

o

la longitud (distancia), al viajar, al medir el ancho y el largo de una mesa para hacer un mantel, etc,

o

el tiempo, magnitud de la que vivimos pendientes en nuestras distintas actividades.

A cada magnitud le corresponde una unidad, según el Sistema Internacional de Medidas (SI) las unidades para las magnitudes detalladas son: Magnitud física masa volumen longitud tiempo

Unidad kilogramo decímetro cúbico metro segundo

Símbolo de la unidad kg dm3 m s

No solo utilizamos estas unidades, sino que, también, en lo cotidiano usamos múltiplos de estas, según el tamaño del sistema con el que estemos trabajando. Así, compramos 100 g de jamón, 1 kg de pan o medicamentos que poseen mg de distintas sustancias, etc. Es decir que el múltiplo que usamos, se ajusta al tamaño del sistema. Razón por la cual para medir partículas extraordinariamente pequeñas como los átomos, las moléculas y los iones, la unidad de masa utilizada es la unidad de masa atómica, cuyo símbolo es u.

Unidad de masa atómica A partir de 1961, los científicos que formaban parte de la IUPAC propusieron como unidad de masa atómica a la doceava parte de la masa de un átomo de 12C (isótopo de carbono de número másico 12). Se simboliza u y se lee uma (unidad de masa atómica). 1u =

masa de 1 átomo de 12

12

C

=

1,992.10 –23 g 12

Es decir, 1u equivale a 1,6605.10

–24

≅

1,6605.10

–24

g

g

Masa atómica La masa atómica es la masa de un átomo. Desde que el químico inglés, John Dalton (17661844) propuso la teoría atómica, ha sido objetivo de los científicos calcular el valor de la masa de un átomo. Los valores de masas atómicas que figuran en la tabla periódica resultan de considerar el promedio de las masas atómicas de los diferentes isótopos que constituyen a un elemento y de la proporción en que estos se encuentran en la naturaleza. Este material es utilizado con fines exclusivamente educativos.

3


Consideremos la información indicada en la tabla periódica para el elemento litio (cada vez que utilicen una tabla periódica no olviden observar las referencias, pues los datos pueden ubicarse en distintas posiciones).

* El valor de la masa atómica promedio indicado en la tabla periódica debe expresarse en unidades de masa atómica, aunque no figure.

En la mayoría de las tablas periódicas, se indica que la masa atómica del litio es 6,94, lo que significa que la masa promedio de un átomo de litio es de 6,94 u. Para calcularla, es necesario conocer el porcentaje de abundancia en la naturaleza y la masa atómica de cada isótopo, y reemplazarlo en la siguiente expresión: masa atómica promedio = masa atómica 1 . %1 + masa atómica 2 . %2 + masa atómica 3 . %3 100 El número de términos en la expresión corresponde al número de isótopos de cada elemento.

Por ejemplo, para el litio los datos son: 6 3

Isótopo Porcentaje de abundancia Masa atómica

7 3

Li

7,42 % 6,015 u

Li

92,58 % 7,015 u

Al reemplazar en la expresión, nos queda: masa atómica promedio Li =

6,015 u . 7,42 % + 7,015 u . 92,58 % = 6,94 u 100

La masa promedio de un átomo de litio es 6,94 u y es posible expresarla en otras unidades de masa, como por ejemplo, en gramos, para lo cual, se puede utilizar la equivalencia en gramos de la unidad de masa atómica (1u equivale a 1,6605.10 –24 g), como presentamos a continuación: Si

1u 94 u

-------- equivale a --------- 1,6605.10 –24 g -------- equivalen a -------- x = 1,15 . 10 –23 g

Es decir que la masa promedio de un átomo de litio es: 6,94 u

ó

1,15 . 10

–23

g

(0,000 000 000 000 000 000 000 011 5 g, una masa muchísimo menor que 1,00 g) Este material es utilizado con fines exclusivamente educativos.

4


Aún si consideramos a un átomo de un elemento de mayor masa atómica promedio, su masa en gramos es tan pequeña que no existe una balanza que permita pesarlo individualmente. Por ejemplo, el uranio, es el elemento de mayor masa atómica que forma parte de la corteza terrestre y la masa, en gramos, de un átomo del mismo se puede determinar como en el caso anterior, para lo cual utilizamos los siguientes datos: o

masa atómica promedio del uranio = 238,02 u

o

1u equivale a 1,6605.10

Si

1u 238 u

–24

g

------- equivale a --------- 1,6605.10 –24 g ------- equivalen a -------- x = 3,95 . 10 –22 g

Podemos afirmar que si bien la masa de un átomo de uranio es mayor que la masa de un átomo de litio, esta sigue siendo extremadamente pequeña, por lo que para tener una masa apreciable, es necesario un número enorme de átomos.

Cantidad de materia En 1965, se definió una magnitud proporcional al número de unidades elementales, que permite cuantificar la materia. Esa magnitud es la cantidad de materia y su unidad es el mol. El mol es la unidad de cantidad de materia del Sistema Métrico Legal Argentino (SIMELA) y del Sistema Internacional de Unidades (SI). Se define como la cantidad de materia de un sistema que contiene tantas unidades elementales como átomos hay en 0,012 Kg de 12C. Para comprender el significado de esta definición, es importante analizar a qué llamamos unidades elementales y cuántos átomos hay en 0,012 Kg de 12C. o

Denominamos unidades elementales a los átomos, moléculas, iones y partículas subatómicas que constituyen un sistema.

o

En 0,012 Kg de 12C hay 6,02 . 1023 átomos de carbono, es decir que en una masa de 12,0 g de carbono hay seiscientos dos mil trillones de átomos. 6,02 . 1023

=

602 000 000 000 000 000 000 000

Este número, extremadamente grande, se conoce como número de Avogadro (NA) y es una constante universal que recibe el nombre de constante de Avogadro. Así como una docena representa un conjunto de 12 unidades, un mol representa un conjunto de 6,02 . 1023 unidades. Dijimos que si disponemos de un número enorme de átomos, tenemos una masa considerable. Por lo tanto, si conocemos la masa de un átomo, es posible conocer la masa de cualquier número de átomos. Por ejemplo, sabemos que la masa promedio de un átomo de magnesio es 24,3 u, calculemos la masa en gramos de 6,02 . 1023 átomos de magnesio: Si

1 u ----------- equivale a --------- 1,6605.10 –24 g 24,3 u -------- equivalen a -------- x = 4,04 . 10 –23 g


Es decir que la masa promedio de un átomo de magnesio es 24,3 u ó 4,04 . 10 –23 g.

5


1 átomo de Mg --------------- tiene una masa promedio de ------ 4,04 . 10 –23 g 6,02.1023 átomos de Mg ------- tienen una masa promedio de ------ x = 24,3 g (24,3 g es una masa apreciable y puede medirse, por ejemplo, en una balanza de cocina o en una de laboratorio)

A partir de los cálculos realizados, es evidente que la masa de 6,02 . 1023 átomos de magnesio, en gramos, coincide numéricamente con la masa de un átomo de magnesio, en u.

Masa de 1 átomo de Mg Masa de 6,02 . 1023 átomos de Mg

u 24,3 1,46 . 1025

g 4,04 . 10 24,3

–23

Y si conocemos la masa de 6,02 . 1023 átomos, entonces conocemos la masa de un mol de átomos, es decir la masa molar. Su símbolo es M y su unidad: g/mol o g . mol-1. A partir de los datos que figuran en el cuadro tenemos la siguiente información: –1

o

la masa molar es 24,3 g/mol o 24,3 g.mol

.

o

la masa de un mol de átomos de Mg es 24,3 g.

o

6,02 . 1023 átomos de Mg tienen una masa promedio de 24,3 g.

Es decir que, si conocemos el dato de masa atómica, tenemos el valor de la masa de un mol de átomos. En síntesis:

Consideremos otro ejemplo. La masa atómica del oxígeno es 15,999 u, es decir que: La masa de un átomo de O es

16,0 u 2,66 . 10

–23

g

o

La M (masa molar) del O es 16,0 g/mol.

o

La masa de un mol de átomos de O es 16,0 g.

o

La masa de 6,02 . 1023 átomos de O es 16,0 g.

Masa molecular Ahora bien, si consideramos sustancias formadas por moléculas, necesitamos determinar masas moleculares, para lo cual hay que tener en cuenta el número y la masa de cada uno de los átomos de los elementos que constituyen a las moléculas. Por ejemplo, consideremos al oxígeno, sustancia indispensable para la vida. La fórmula de esta sustancia (simple) es O2, Este material es utilizado con fines exclusivamente educativos.

6


significa que una molécula de oxígeno está formada por dos átomos (de oxígeno). Por lo tanto, podemos determinar la masa molecular o masa de una molécula y la masa molar. La masa molecular es la masa promedio de una molécula. Puede expresarse en gramos, en unidades de masa atómica o en cualquier otra unidad de masa. Para calcularla, es necesario conocer la masa atómica del o de los elementos involucrados y la fórmula de la sustancia correspondiente o el número de átomos que la forman. Para el ejemplo citado, la fórmula es O2 y la masa atómica del oxígeno es 16,0 u, entonces, para calcular la masa de una molécula de oxígeno, se multiplica la masa atómica por el número de átomos que la forman, en este caso dos: masa de 1 molécula de O2 = 2 . masa atómica de O = 2 . 16,0 u = 32,0 u

Es decir que la masa molecular es 32,0 u. Para expresarla en gramos, podemos utilizar la equivalencia en gramos de la unidad de masa atómica (1u equivale a 1,6605.10 –24 g), como presentamos a continuación: Si

1 u -------- equivale a -------1,6605.10–24 g 0 u -------- equivalen a -----x = 5,31.10–23 g 5,31.10–23 g es una masa tan pequeña que no existe una balanza que permita pesarla, ni puede percibirse por nuestros sentidos.

Anteriormente dijimos que si disponemos de un número enorme de partículas, tenemos una masa considerable. Por ejemplo, si sabemos que la masa promedio de una molécula de oxígeno es 5,31.10–23 g, calculamos la masa en gramos de 6,02 . 1023 moléculas de O2: 1 molécula de O2 ------------ tiene una masa promedio de ------- 5,31 . 10 –23 g 6,02.1023 moléc de O2 ------- tienen una masa promedio de ------ x = 32,0 g Y si conocemos la masa de 6,02 . 1023 moléculas, entonces conocemos la masa de un mol de moléculas, es decir la masa molar. La masa molar de una sustancia molecular es una masa de la misma que, expresada en gramos, coincide numéricamente con la masa molecular, expresada en unidades de masa atómica.

Por lo tanto, MO2

= 32,0 g/mol

Esto significa que la masa de un mol de moléculas de oxígeno es 32,0 g. Es decir, 6,02.1023 moléculas tienen una masa promedio de 32,0 g.


7


A continuación, determinamos la masa molecular del SO2 (dióxido de azufre). Una molécula de dióxido de azufre está formada por un átomo de azufre y dos átomos de oxígeno. Por lo tanto, la masa de una molécula de SO2 se obtiene sumando las masas promedio de los átomos involucrados. Figura 1. Modelo de esferas de la molécula de SO2

Masa molecular SO2:

32,0 u + 2. 16,0 u = 64,0 u

masa de un átomo de azufre

masa de un átomo de oxígeno

masa de una molécula de dióxido de azufre

número de átomos de oxígeno

Por lo hasta aquí expuesto, la masa de una molécula de SO2, en gramos, se puede calcular de las siguientes formas, considerando: • la equivalencia en gramos de la unidad de masa atómica, • la masa molar del SO2.

• A partir de la equivalencia en gramos Si

1u 64,0 u

------- equivale a -------- 1,6605.10–24 g ------- equivalen a ------- x = 1,06.10–22 g

• A partir de la masa molar Recuerden que, si conocemos la masa de una molécula en u, disponemos del valor de la masa de un mol de moléculas. Por lo tanto, M SO2: 64,0 g /mol. Esto significa que la masa de un mol de moléculas de dióxido de azufre es 64,0 g. O sea que 6,02.1023 moléculas tienen una masa promedio de 64,0 g. Entonces, con este dato, podemos calcular la masa de una molécula: 6,02.1023 moléculas de SO2 ----- tienen una masa promedio de ----- 64,0 g 1 molécula de SO2 ----- tiene una masa promedio de ------- x = 1,06.10–22 g La masa de una molécula de SO2 es: 64,0 u y 1,06.10–22 g En síntesis:


8


Para 1 molécula de dióxido de azufre podemos resumir los datos hallados de la siguiente forma: 1 molécula de SO2 está formada por tiene una masa de 64,0 u ó 1,06.10–22 g

1 átomo de azufre 2 átomos de oxígeno 3 átomos totales

Ahora, si consideramos un mol de moléculas de SO2, tenemos: 1 mol de moléculas de SO2 está formado por contiene 6,02.1023 moléculas de tiene una SO2 masa Tienen de una masa de 64,0 g

2 mol de átomos de oxígeno o 1,20.1024 át. de O* 1 mol de átomos de azufre o 6,02.1023 át. de S* 3 mol de átomos totales o 1,81.1024 átomos totales*

* El número de átomos en un mol de moléculas se calcula teniendo en cuenta que: Para el Oxígeno, en 1 molécula de SO2 ----- hay ----- 2 átomos de oxígeno 6,02.1023 moléculas de SO2 ----- hay ----- x = 2 x 6,02.1023 átomos de oxígeno 1 mol de moléculas

1,20.1024 átomos de oxígeno

Para el azufre, 1 molécula de SO2 ----- hay ----- 1 átomo de azufre en 6,02.1023 moléculas de SO2 ----- hay ----- x = 6,02.1023 átomo de azufre Átomos totales: 1 molécula de SO2 ----- hay ----- 3 átomos totales en 6,02.1023 moléculas de SO2 ----- hay ----- x = 3 x 6,02.1023 átomos totales 1 mol de moléculas

1,81.1024 átomos totales

Volumen molar Al comenzar esta unidad, dijimos que otra de las magnitudes que se utilizan a diario es el volumen. Se denomina volumen molar al volumen de un mol de cualquier sustancia en determinadas condiciones de presión y temperatura, es decir, el espacio que ocupa un mol de cualquier sustancia. Para calcular el volumen molar de una sustancia, se necesita conocer su densidad. Este material es utilizado con fines exclusivamente educativos.

9


La densidad es la masa contenida en una unidad de volumen. Es una magnitud que relaciona la masa y el volumen de un sistema.

δ =

m V

Si la masa a tener en cuenta es la masa molar de la sustancia, podemos considerar que:

δ=

M (masa molar) VM (volumen molar)

Es decir que podemos calcular el volumen molar (VM) de una sustancia, si consideramos que es el volumen que ocupa la masa de un mol de moléculas de dicha sustancia, y la unidad en que suele medirse es dm3.mol-1. Al despejar, resulta:

VM =

M δ


¿Qué representa el número de Avogadro? ¿Cuáles son las magnitudes y las unidades que se utilizan para el nivel submicroscópico y cuáles para el nivel macroscópico? ¿Qué relación existe entre la masa atómica, expresada en u, y la masa de un mol de átomos? ¿Qué relación existe entre la masa molecular, expresada en u, y la masa de un mol de moléculas?


10


Ejercicio explicado A continuación, presentamos un ejercicio y su resolución en el que integramos los contenidos de las Unidades 3 y 4, y mostramos una forma de relacionar la teoría con la práctica con la intención de ayudarlos a resolver ejercicios similares.

Indiquen si los siguientes enunciados son correctos o incorrectos. Justifiquen las respuestas. a) En una molécula de SO3 hay 3 mol de átomos de oxígeno. b) En 2,5 mol de CO2 hay 5 átomos de oxígeno. c) La masa molar del X4 es 124 g.mol – 1, y la masa de un átomo del elemento X es 31,0 g. d) La masa de 10000 moléculas de I2 es 4,22 . 10

–18

g.

e) Si la masa de un átomo de X es de 1,33.10 - 22 g y la masa molecular de XyO es de 176 u, la atomicidad de X es 2.

Resolución Importante En todos los casos el análisis y el desarrollo propuesto forman parte de la justificación de la respuesta.

a) Para resolver cualquier ejercicio, es necesario tener en cuenta los conceptos relacionados. La fórmula química de un compuesto molecular nos indica, en forma general, el número de átomos de cada elemento que forman una molécula del mismo, y en particular, que una molécula de SO3 está formada por un átomo de azufre y 3 átomos de oxígeno. En consecuencia, el enunciado es incorrecto. Además, consideremos que en 3 mol de átomos de oxígeno hay 1.806.1024 átomos de O y no hay ninguna molécula que pueda estar formada por semejante número de átomos.

b) Como el enunciado relaciona número de moles y número de átomos buscamos primero el número de átomos en 6,02.1023 moléculas, o sea en 1 mol de moléculas. 1 molécula de CO2 --------- está formada por--- 2 átomos de O 6,02.1023 moléculas de CO2 ------------------- x = 2 x 6,02.1023 átomos de O = 1,204.1024 átomos de O 1 mol


11


Para calcular el número de átomos de oxígeno presentes en 2,50 mol de CO2, conocemos el número de átomos de oxígeno en un mol de CO2, en consecuencia: 1 mol de moléculas de CO2 ----- hay ---- 1,204.1024 átomos de O 2,5 mol de moléculas de CO2 –- hay -- x = 3,01.1024 átomos de O (equivale a 5 mol de átomos)

En

Por otro lado, sólo con plantear el número de átomos por molécula, como lo hicimos al comienzo del ejercicio, resulta ilógico que en 2,5 mol ∗ de moléculas (que corresponde a un número enorme: 2,5 x 6,02.1023 moléculas = 1,505.1024 moléculas) puedan contener 5 átomos de oxígeno. El enunciado es incorrecto.

Cada vez que lean: mol de “fórmula de una sustancia”, como en el enunciado (1,5 mol de H2O2), corresponde al número de moles de las partículas que forman a la sustancia. 1,5 mol de H2O2 corresponde a 1,5 mol de moléculas de H2O2.

c) Sabemos que la masa molar del X4 es 124 g.mol – 1 y hay que determinar si la masa de un átomo del elemento X puede ser 31,0 g. Como ya analizamos, las moléculas y los átomos son partículas muy pequeñas, por lo tanto, podemos anticipar que es imposible que la masa de un solo átomo sea de 31,0 g. Para verificarlo, proponemos los siguientes caminos: • Primer camino: utilizar la equivalencia entre una unidad de masa atómica y su masa en gramos. • Segundo camino: utilizar la masa molar.

• Primer camino A partir de la masa, expresada en u, de un átomo calculamos su masa expresada en g. Si la fórmula es X4 y la masa molar es 124 g/mol, deducimos que la masa de una molécula es 124 u, pues la masa molar es una masa (en g) que coincide numéricamente con la masa molecular (en u): masa de 4 átomos de X = masa de 1 molécula de X4 4 . masa de 1 átomo de X = 124 u

Masa de 1 átomo de X =

124 u = 31,0 u 4

∗

El símbolo de mol no se abrevia, es mol. No se pluraliza al escribirlo y sí puede pluralizárselo al leerlo, por ejemplo, 10,0 mol se lee 10 moles. Este material es utilizado con fines exclusivamente educativos.

12


Luego, su equivalencia en gramos es: 1 u -------------- 1,6605 . 10 –24 g 31,0 u ------------- x = 5,15 . 10

–23

g

• Segundo camino Para calcular la masa de un átomo (en gramos) hemos señalado que necesitamos tener el dato de la masa atómica o la masa molar. Esto implica que a partir de la fórmula calculemos alguno de estos valores. Si la masa molar es una masa (en g) que coincide numéricamente con la masa molecular (en u), entonces, la masa de un mol de moléculas de X4 es de 124 g. Es decir que 6,02.1023 moléculas de X4 tienen una masa 124 g, y por lo tanto es posible calcular la masa de una molécula. M X4 = 124 g . mol

-1

6,02 x 1023 moléc. X4 --- tienen una masa de --- 124 g 1 molécula X4 ------------------------------- x = 2,06.10 – 22 g Como 1 molécula está formada por 4 átomos, significa que la masa de 4 átomos es 2,06.10 – 22 g, y con este dato calculamos la masa, en g, de un átomo del elemento X. 4 átomos de X---------------------2,06.10 – 22 g 1 átomo de X----------------x = 5,15 . 10 –23 g (0,0000000000000000000000515 g, es decir una masa tan pequeña que no se puede detectar con ninguna balanza) En síntesis: X4

1 molécula está formada por 4 átomos de X. masa molecular: 124 u masa atómica: 31,0 u

En 1 mol de moléculas (6,02 . 10

23

moléculas) hay 4 x 6,02 .10

23

átomos X Æ 4 mol átomos X

124 g El enunciado es incorrecto.


13


d) Para determinar si la masa de 10000 moléculas de I2 es 4,22 . 10 –18 g, podemos averiguar la masa de una molécula y luego la masa de las 10000 moléculas de I2. Para lo cual proponemos los siguientes caminos: • Primer camino: Al utilizar la equivalencia entre una unidad de masa atómica y su masa en gramos. • Segundo camino: Al utilizar la masa molar.

• Primer camino Calculamos la masa en u de una molécula y luego su equivalencia en g. A partir de la fórmula (I2), calculamos la masa de una molécula: 2 masa de 1 átomo de I = masa de 1 molécula de I2 2 . 127 u = 254 u Su equivalencia en gramos es: 1 u -------------- 1,6605 . 10 –24 g 254 u ------------- x = 4,22 . 10

–22

1 molécula de I2 --------------------- 4,22 . 10

g

–22

g

10000 moléculas de I2 ---------------------x = 4,22 . 10

–18

g

El enunciado es correcto.

• Segundo camino A partir del dato de la masa molar, calculamos la masa de 10000 moléculas de I2 . Si M I2 = 254 g/mol 1 mol de I2 ---------------------------- 254 g

6,02 . 10

23

moléculas de I2 ------------------- 254 g

10000 moléculas de I2 -----------------x = 4,22 . 10

–18

g



14


e) Para determinar la atomicidad de X a partir de los datos informados en el enunciado, tenemos en cuenta que la atomicidad en la fórmula de una sustancia molecular es el número de átomos por molécula. Existen diferentes caminos para calcularla, aquí planteamos dos posibilidades: • Primer camino: Al despejar y reemplazar en la expresión que permite determinar la masa molecular. • Segundo camino: Al despejar y reemplazar en la expresión que permite determinar la masa molar.

• Primer camino Para conocer el número de átomos de X (y) que forman a una molécula de XyO, a partir de la masa de un átomo de X y de la masa molecular, utilizamos la expresión que permite determinarla: masa de una molécula XyO = y . masa de un átomo de X + masa de un átomo de O

De esta expresión, es posible despejar la atomicidad de X, es decir el valor de “y”. y . masa de un átomo de X =

y=

masa de una molécula XyO

- masa de un átomo de O

masa de una molécula X y O - masa de un átomo de O masa de un átomo de X

Para obtener el valor de “y”, disponemos de los siguientes datos: o

masa de 1 molécula de XyO = 176 u

o

masa de 1 átomo de X= 1,33.10 - 22 g

o

masa de 1 átomo de O= 16,0 u

Es evidente que las masas están expresadas en unidades diferentes, por lo tanto, para poder reemplazar en la expresión anterior, estas tienen que estar expresadas en la misma unidad (las dos en u o las dos en g). En consecuencia, si elegimos expresarlas en unidades de masa atómica, necesitamos que todas las masas estén expresadas en esta unidad. A continuación, calculamos la masa de un átomo de X en u. 1,6605 . 10 –24 g -------------------- 1 u 1,33 . 10 - 22 g ------------------------ x= 80,0 u Calculamos el valor de “y” reemplazando en la expresión anterior.

y=

176 u - 16,0 u =2 80,0 u Atomicidad: 2

El enunciado es correcto. Este material es utilizado con fines exclusivamente educativos.

15


• Segundo camino Análogamente, se puede obtener la atomicidad de X a partir de la siguiente expresión que permite calcular la masa molar. MXyO =

y . masa del mol de átomo X + masa de un mol de átomo O

y . masa del mol de átomo X = masa de un mol de molécula XyO - masa de un mol de átomo O

y=

masa de un mol de moléc X y O - masa de un mol de át de O masa de un mol de át de X

Para determinar el valor de “y”, necesitamos conocer: o

la masa molar de XyO

o

la masa molar de O

o

la masa molar de X

Si la masa molecular de XyO es de 176 u, deducimos que la masa de 1 mol de moléculas es: 176 g (M = 176 g/mol). Si la masa atómica del oxígeno es de 16,0 u, la masa de 1 mol de átomos de oxígeno es: 16,0 g, (M = 16,0 g/mol). A continuación, calculamos la masa de un mol de átomos de X. 1 átomo X -------------- 1,33 . 10

- 22

g

6,02 . 1023 átomos X -------------- x = 80,0 g Entonces, M X= 80,0 g/mol 1 mol de átomos

Calculamos “y” reemplazando por los valores hallados en la expresión indicada.

y=

176 g - 16,0 g =2 80,0 g



16

Unidad 5 Gases ideales

Apuntes de la Unidad En esta unidad analizaremos las características macroscópicas y submicroscópicas de las sustancias en estado gaseoso, cuáles son las variables que describen este estado, a qué se llama gas ideal, cuáles son las relaciones que se establecen entre las variables de estado, y qué consideraciones se realizan al trabajar en sistemas formados por dos o más sustancias en estado gaseoso (mezclas). Sugerimos comenzar por la lectura de la siguiente bibliografía, para el estudio y la profundización de los temas correspondientes a esta unidad: Di Risio, Cecilia y otros (2006), Capítulo 9: El comportamiento de los gases, en Química Básica, Buenos Aires, Editorial CCC Educando.

Importante Los contenidos de esta unidad son fundamentales para integrarlos y aplicarlos en la resolución de ejercicios referentes a los temas: reacciones químicas y equilibrio químico.

Gases ideales Mencionamos, a continuación, algunos conceptos fundamentales sobre el estado gaseoso, que encontrarán desarrollados en la bibliografía. • Las sustancias en estado gaseoso, en adelante gases, no tienen forma ni volumen propios, sino que como ocupan todo el espacio disponible adoptan la forma y el volumen del recipiente que las contiene. Estas características corresponden al nivel macroscópico de observación. • En el estado gaseoso, las partículas se encuentran separadas unas de otras (nivel microscópico). En general no existen fuerzas de atracción apreciables entre estas, debido a la alta energía cinética que poseen.


• Las partículas que forman a una sustancia en estado gaseoso se encuentran en constante movimiento, chocando entre sí y con las paredes del recipiente que las contiene.

Figura 1. Representación de las partículas que forman a un gas.

• El estado de un gas puede ser descripto por las siguientes variables: presión (P), volumen (V) y temperatura (T), denominadas variables de estado que caracterizamos a continuación: o

La presión que ejerce el gas en el recipiente proviene de la fuerza que ejercen las partículas que lo forman al chocar contra las paredes del recipiente (número de choques por unidad de área). La unidad de presión recomendada por el SIMELA es el pascal (Pa). En química, frecuentemente, utilizamos otras unidades de presión, como por ejemplo, atmósferas (atm) y milímetros de mercurio (mm Hg). Las equivalencias entre estas unidades de presión son: 1 atm equivale a 760 mm Hg y a 1013,25 hPa (101325 Pa)

o

El volumen ocupado por las partículas que forman un gas es despreciable comparado con el volumen del recipiente que lo contiene. El volumen se expresa en dm3.

o

Referiremos la temperatura del gas a la llamada “escala absoluta”, cuya unidad es el Kelvin (K). Para indicar una temperatura expresada en grados Celsius, en la unidad de la temperatura absoluta, se utiliza la siguiente expresión: T=t

+ 273

donde T es la temperatura absoluta y t es la temperatura en grados Celsius. • La energía cinética promedio de las partículas es directamente proporcional a la temperatura absoluta de un gas. • Se denomina gas ideal a aquel que cumple con las leyes de los gases, a cualquier presión y temperatura.

2


• Las leyes de los gases ideales vinculan a las variables de estado de a dos, para una masa fija de gas, manteniendo la tercera constante. Por lo tanto: o

Si a temperatura constante, disminuimos el volumen de un recipiente (de tapa móvil) que contiene una cierta masa de gas, la presión que ejerce el gas aumentará en forma inversamente proporcional, pues aumenta el número de choques de las partículas por unidad de área contra las paredes del recipiente.

1

2

Figura 2. La presión en el recipiente 1 es menor que la presión en el recipiente 2.

o

Si se mantiene el volumen del recipiente constante (recipiente rígido) y se aumenta la temperatura, aumentará en forma proporcional la energía cinética media de las partículas y, por lo tanto, su velocidad. Es decir que aumentará la presión que ejerce el gas, pues aumenta el número de choques de las partículas por unidad de área contra las paredes del recipiente.

o

Si se mantiene la presión constante (recipiente con tapa móvil o flexible) y se aumenta la temperatura, aumentará en forma proporcional la energía cinética media de las partículas y, por lo tanto, su velocidad, en consecuencia, para mantener constante la presión, aumentará el volumen del recipiente. De esta Figura 3. El volumen en el recipiente de manera, se mantiene el número de choques mayor temperatura es mayor. por unidad de área (las partículas recorren distancias mayores entre los choques con las paredes del recipiente) y la presión no cambia.

• Las leyes de los gases son válidas en cualquier condición de presión y temperatura para un gas ideal.

• La hipótesis de Avogadro expresa que volúmenes iguales de diferentes gases, medidos en iguales condiciones de presión y temperatura, contienen igual número de moléculas.

Gas A

Gas B

Figura 4. Recipientes número de moléculas.

P0 . V 0 T0

=

con

igual

P1 .V1 T1 3


• A partir de las relaciones entre las variables de estado, se deduce la ecuación de estado del gas ideal, aplicable a sistemas formados por una masa de gas constante.

Ecuación de estado del gas ideal

• Se utiliza la ecuación general del gas ideal para calcular cualquiera de las variables de una determinada cantidad de gas. P . V presión volumen

= n = nº de moles

.

R . T constante temperatura universal absoluta

En donde: o

n es el número de moles del gas en el recipiente,

o

R es la constante universal y su valor depende de las unidades en que se expresen el V y la P. R = 0,082 atm . dm3 . K-1. mol –1 R = 83,1 hPa . dm3 . K-1. mol –1 Ecuación general del gas ideal

• A partir de la ecuación general, se obtiene una expresión que relaciona la densidad de un gas con la masa molar, la presión y la temperatura absoluta. Esto permite calcular, por ejemplo, la masa molar de una sustancia a partir de su densidad en estado gaseoso. P.M= δ.R.T

Importante Esta expresión se utiliza únicamente en sistemas formados por un solo gas.

• Se denomina volumen molar de un gas, a una cierta presión y temperatura, al espacio que ocupa un mol de gas en esas condiciones. Si el volumen molar se mide en condiciones normales de presión y temperatura (CNPT), es decir, 1 atm y 273 K, se denomina volumen molar normal (VMN). Su valor es de 22,4 dm3 . mol-1, para cualquier sustancia en estado gaseoso que se comporte idealmente.

Mezcla de gases ideales Una mezcla gaseosa es el sistema formado por dos o más gases. La masa de la mezcla es la suma de las masas de los gases que se encuentren en el recipiente, el volumen es el del recipiente que contiene a la mezcla, la densidad es la relación entre ambos y la presión 4


ejercida proviene de la fuerza que ejercen las partículas de todos los gases presentes al chocar contra las paredes del recipiente (número de choques por unidad de área). Si un recipiente contiene una mezcla de gases, la presión ejercida por todas las partículas que se encuentran en el mismo se denomina presión total. La presión ejercida por cada gas en la mezcla gaseosa se conoce como presión parcial. La presión parcial de un gas integrante de una mezcla gaseosa es la presión que ejercería dicho gas si se encontrara solo en el mismo recipiente, a la misma temperatura. La presión total puede calcularse de diferentes maneras, por ejemplo: o

con la ecuación general,

o

con las presiones parciales,

o

a partir de la presión parcial y la fracción molar de un gas en una mezcla de gases.

A continuación, desarrollamos tres formas posibles, de calcular la presión total que ejerce una mezcla de gases. Comenzamos despejando la presión de la ecuación general:

P=

n.R.T V

Debido a que la presión de la mezcla o presión total (PT) depende de la cantidad de gas en el recipiente (nT), es habitual escribir esta expresión del siguiente modo:

PT =

nT .R.T V

En esta ecuación, “nT” es la suma del número de moles de cada gas en la mezcla. Otra forma de calcular la presión total es a partir de la Ley de Dalton de las presiones parciales, según la cual, “La presión total ejercida por una mezcla gaseosa es igual a la suma de las presiones parciales de los gases que la integran”. PT = P gas1 + P gas2 + ….+ P gasy Por último, la presión total que ejerce una mezcla de gases puede calcularse a partir de una expresión que relaciona la presión parcial y la fracción molar de uno de los gases que la forman.

PT =

Pgas1

X gas1

La fracción molar de un gas es la relación entre el número de moles de dicho gas y el número de moles totales en el sistema. El símbolo de la fracción molar es X y, como es una relación entre número de moles, no tiene unidades.

X gas1 =

ngas1 nT

La fracción molar de un componente en una mezcla es un número cuyo valor se encuentra entre 0 y 1. La suma de las fracciones molares de todos los componentes es 1.

5


La presión parcial de un gas en una mezcla puede calcularse utilizando las mismas expresiones analizadas para calcular la presión total de una mezcla de gases. o

Con la ecuación general:

o

Al considerar la Ley de Dalton:

o

A partir de la presión total y la fracción molar de un gas en una mezcla de gases:

Pgas1 =

ngas1.R.T V(recipiente)

Pgas1 = PT – Pgas2 – ….– P gasy

P gas1= Xgas1 . PT

La densidad de una mezcla de gases es la masa de la misma presente en una determinada unidad de volumen. Para calcularla, en determinadas condiciones, utilizamos la siguiente expresión: m(mezcla)

δ(mezcla)=

V(recipiente)

Importante Para determinar la densidad de la mezcla no se puede utilizar la expresión P.M =δ.R.T pues la masa molar es la masa de un mol de moléculas de una sustancia, es decir, la masa de un conjunto de partículas idénticas. Por eso, es incorrecto sumar masas molares de sustancias diferentes para obtener la masa molar de la mezcla. Con esa expresión podríamos obtener la densidad de cada gas en la mezcla, pero no la densidad de la mezcla.


¿Cuál es la descripción de una sustancia en estado gaseoso en el nivel submicroscópico? ¿Cómo se relacionan las variables de estado y cuáles son las expresiones que las vinculan? ¿Cuáles son las propiedades características de una mezcla de gases y de qué factores dependen?

6


Ejercicio explicado A continuación, presentamos un ejercicio y su resolución en el que integramos los contenidos de las Unidades 4 y 5 y mostramos una forma de relacionar la teoría con la práctica con la intención de ayudarlos a resolver ejercicios similares.

Un recipiente rígido contiene 14,9 g de Cl2O (g), a una temperatura de 25 ºC y a una presión de 0,418 atm. Se le agrega una cierta masa de CO2 (g) y la presión se eleva a 1,30 atm. a) Calculen: i)

el volumen del recipiente.

ii) la fracción molar de Cl2O. iii) la presión parcial del CO2 en el sistema. iv) la densidad de la mezcla. b) Indiquen y justifiquen: i)

si la densidad de la mezcla aumenta, disminuye o no cambia si aumenta la temperatura del sistema.

ii) si la presión parcial del CO2 se modifica si se agregan a la mezcla 0,750 mol de Cl2O, a temperatura constante. iii) si la presión total del sistema: a) aumenta, b) disminuye, c) no cambia, si se calienta el recipiente y la temperatura se eleva hasta 350 K.

Resolución a) Para resolver este ejercicio es conveniente comenzar escribiendo los datos del sistema inicial y del sistema final (luego del agregado de CO2): Sistema inicial 14,9 g de Cl2O (g)

Sistema final (luego del agregado de CO2) 14,9 g de Cl2O (g) y X g de CO2 (g)

V= ?

V= ?

t = 25ºC

T= 298 K

P = 0,418 atm

P = 1,30 atm.

7


i) Al calcular el volumen del recipiente, tenemos en cuenta que si este es rígido, el volumen no se modifica. Comenzamos el ejercicio planteando la ecuación general de los gases, a partir de la cual despejamos el volumen. P.V = n.R.T

V=

nCl 2 O .R.T PCl 2 O

Al reemplazar por los datos correspondientes, es necesario calcular, primero, el número de moles de Cl2O, a partir de los datos de la masa presente en el recipiente (14,9 g) y de la masa molar (M Cl2O = 87,0 g.mol–1) y, luego, determinar el valor de la temperatura absoluta. Si

87,0 g ---- es la masa de ------ 1 mol de moléculas Cl2O 14,9 g --------------------------- x = 0,171 mol de moléculas Cl2O T = 25 + 273 = 298 K

A continuación, reemplazamos en la ecuación anterior por los valores correspondientes.

V=

0,171 mol . 0,082 atm.dm 3 .K -1.mol -1 . 298 K 0,418 atm

= 10,0 dm 3 Rta: V(rec),10,0 dm3

ii) La fracción molar de Cl2O es la relación entre el número de moles de este gas y el número total de moles de todos los gases de la mezcla. Para calcularlo, utilizamos la siguiente expresión:

X Cl 2 O =

nCl 2 O

nCl 2 O + nCO 2

=

nCl 2 O nT

A continuación proponemos diferentes caminos para determinar la cantidad de CO2: • Primer camino: Al considerar que la cantidad total de gas en la mezcla surge de la suma del número de moles de cada gas. • Segundo camino: Al despejar y reemplazar en la ecuación general de los gases.

• Primer camino Luego del agregado de CO2, en el recipiente se tiene una mezcla formada por dos gases, y el número total de moles es la suma del número de moles de cada gas.

nT = nCl2O + nCO 2

8


Calculamos el número de moles de CO2, a partir de la diferencia entre el número total de moles y el número de moles de Cl2O, para lo cual utilizamos la expresión anterior.

nCO 2 = n T - nCl 2 O Debido a que no conocemos la cantidad de gas total, la determinamos a partir de la ecuación general de los gases:

PT.V = nT. R.T nT =

PT . V 1,30 atm . 10,0 dm 3 = = 0,532 mol R.T 0,082 atm.dm 3 .K -1.mol -1. 298 K

Entonces, reemplazamos para calcular el número de moles de CO2:

nCO = nT - nCl 2

2O

= 0,532 mol − 0,171 mol = 0,361 mol

Con este dato calculamos la fracción molar utilizando la expresión indicada anteriormente.

X Cl2O =

nCl2O nT

=

0,171 mol = 0,321 0,532 mol Rta: X Cl2O = 0,321

• Segundo camino Es posible calcular el número de moles de CO2, si conocemos su presión parcial y despejando de la ecuación general.

nCO 2 =

P CO 2 . V R.T

Primero, calculamos la presión parcial del CO2:

PCO 2 = PT - PCl2O

PCO 2 = 1,30 atm - 0,418 atm = 0,882 atm Con este dato calculamos el número de moles de CO2:

nCO 2 =

0,882 atm . 10,0 dm 3 = 0,361 mol 0,082 atm.dm 3 .K -1.mol -1. 298 K

A continuación, reemplazamos en la expresión que permite determinar la fracción molar de Cl2O:

X Cl2O =

nCl2O nCl2O + nCO 2

=

0,171 mol = 0,321 0,171 mol + 0,361mol Rta: X Cl2O = 0,321 9


iii) Para calcular la presión parcial del CO2 se puede proceder de distintas formas: o

Como ya lo hicimos en el punto anterior:

PCO 2 = 1,30 atm - 0,418 atm = 0,882 atm

o

A partir de la presión total y la fracción molar de un gas en una mezcla de gases:

PCO 2 = XCO 2 .PT La fracción molar del CO2 (X CO2) se puede calcular teniendo en cuenta que la suma de las fracciones molares de todos los componentes es 1.

X CO 2 + X Cl2O = 1

X CO 2 = 1 − X Cl2O = 1- 0,321 = 0,679 Ahora, calculamos la presión parcial del CO2:

PCO 2 = X CO 2 .PT = 0,679 . 1,30 atm = 0,882 atm Rta: PCO2 = 0,882 atm

iv) Para calcular la densidad de la mezcla, usamos la expresión:

δ(mezcla)=

m(mezcla) V(recipiente)

Recuerden que la masa de la mezcla es la suma de las masas de ambos gases y el volumen es el del recipiente que contiene a la mezcla. Por lo tanto, calculamos la masa de la mezcla sumando las masas de los gases que la forman.

m(mezcla) = m Cl2O + m CO 2 14,9 g

¿?

Como en el punto ii) determinamos la cantidad de CO2, calculamos su masa, a partir de su masa molar: MCO2 = 44,0 g/mol 1 mol CO2 ---------- 44,0 g CO2 0,361 mol CO2 --------- x = 15,9 g CO2

Reemplazamos en:

m(mezcla) = mCl2O + mCO 2 m(mezcla) = 14,9 g + 15,9 g = 30,8 g

10


Con este dato, calculamos la densidad de la mezcla gaseosa. δ(mezcla) =

m(mezcla) 30,8 g = = 3,08 g.dm −3 V(recipiente) 10,0 dm 3

Rta: δ = 3,08 g.dm-3

b) Importante En las justificaciones se pretende una explicación detallada y completa, utilizando conceptos teóricos, acerca del hecho o fenómeno que se pide explicar o justificar. Es conveniente tener en cuenta que toda justificación/explicación tiene que indicar claramente las causas, y la cadena causal, que permite inferir la conclusión a la que arriban. No pueden faltar nexos entre las causas establecidas y el hecho que se quiere explicar/justificar.

i) Analizamos si la densidad de la mezcla aumenta, disminuye o no cambia al aumentar la temperatura del sistema. Si la densidad de la mezcla se calcula como el cociente entre la masa de la mezcla y el volumen del recipiente, para saber si la modifica una variación de temperatura, hay que analizar si cambian algunas de esas dos magnitudes (m y V).

δ(mezcla)=

m(mezcla) V(recipiente)

Como se trata de un recipiente rígido, el volumen no cambia al variar la temperatura, y la masa de la mezcla tampoco, pues no varía la masa de los gases presentes en el recipiente; en consecuencia, la densidad de la mezcla no se modifica al aumentar la temperatura. Rta: la δ no cambia

ii) Analizamos si la presión parcial del CO2 se modifica al agregar a la mezcla 0,750 mol de Cl2O, a temperatura constante. La presión parcial de un gas en una mezcla depende de: o

el número de moles de moléculas del gas,

o

la temperatura,

o

el volumen.

La presión parcial puede calcularse utilizando:

P CO 2 .V = nCO 2 . R.T

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Por lo tanto, la presión parcial del CO2 no cambia, si a la mezcla se agregan 0,750 mol de Cl2O, a temperatura constante porque: o el recipiente es rígido, quiere decir que su volumen no cambia; o la temperatura es constante, según lo indica el enunciado; o R es la constante de proporcionalidad de los gases; o el número de moles de CO2 no cambia, pues al agregar moles de Cl2O, solo se modifica el número de moles totales. Al agregar Cl2O al recipiente que contiene CO2, su presión parcial no se modifica. Lo que cambia es el número de moles totales y, en consecuencia, la presión total. Rta: la PCO2 no cambia

iii) Analizamos si la presión total del sistema: a) aumenta, b) disminuye, c) no cambia, si se calienta el recipiente y la temperatura se eleva hasta 350 K. La presión ejercida por una mezcla de gases (presión total) depende de las siguientes variables: o

el número de moles de moléculas totales (nT),

o

la temperatura,

o

el volumen.

Como ya señalamos, es posible utilizar la ecuación general del gas ideal para calcular la presión total (PT): PT . V = nT . R. T

En este caso, la única variable que cambia es la temperatura, el recipiente tiene volumen fijo, R es la constante de proporcionalidad de los gases y la cantidad de gas en el sistema no cambia (nT es constante), por lo tanto, la PT es directamente proporcional a la temperatura. En esas condiciones, al aumentar la temperatura, aumenta la energía cinética media de las partículas, es decir que aumenta la velocidad media de las mismas, por lo tanto, aumenta el número de choques de las partículas contra las paredes del recipiente y, en consecuencia, la presión ejercida por la mezcla gaseosa es mayor. Por lo tanto, la presión total del sistema aumenta al calentar el recipiente y elevar la temperatura del sistema. Rta: la PT aumenta

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Química

Unidad 6 Soluciones

Apuntes de la unidad En estos apuntes, analizaremos las características microscópicas y macroscópicas de las soluciones, las unidades de concentración más frecuentes y el proceso de dilución. Sugerimos comenzar por la lectura de la siguiente bibliografía, para el estudio y la profundización de los temas correspondientes a esta unidad: Di Risio, Cecilia y otros (2006), Capítulo 8: Soluciones acuosas, en Química Básica, Buenos Aires, Editorial CCC Educando.

Importante Los contenidos de esta unidad son fundamentales para integrarlos y aplicarlos en la resolución de ejercicios referentes a los temas: reacciones químicas y equilibrio ácido-base.

Soluciones La mayoría de los sistemas que nos rodean no son sustancias puras, sino mezclas. Algunas de estas son homogéneas y se denominan soluciones. Por ejemplo, el agua de ríos y mares o el agua que bebemos tienen disueltos algunos gases de la atmósfera, minerales y otras sustancias en pequeñas cantidades. Las soluciones son sistemas homogéneos formados por dos o más componentes, que presentan los mismos valores de las propiedades intensivas en todo el sistema. Existen soluciones en los tres estados de agregación: sólido, líquido y gaseoso. Por ejemplo, o

Solución sólida: el oro utilizado en joyería (oro 18 kilates) es una mezcla de oro, cobre y plata en distintas proporciones.

o

Solución líquida: el alcohol comercial es una mezcla de etanol (alcohol etílico) y agua.

o

Solución gaseosa: el aire (filtrado y seco) es una mezcla de diferentes gases, entre estos, oxígeno y nitrógeno.

Química

En general, abordaremos ejercicios correspondientes a soluciones líquidas. Estas pueden estar formadas por: o

un sólido disuelto en un líquido, por ejemplo: sal disuelta en agua, naftaleno (naftalina) disuelto en benceno.

o

un líquido disuelto en un líquido, por ejemplo: vinagre (que contiene ácido acético disuelto en agua) y nafta, (mezcla de diferentes hidrocarburos disueltos entre sí).

o

un gas disuelto en un líquido, por ejemplo, el oxígeno disuelto en el agua de ríos y mares.

La composición de una solución se refiere a las sustancias que la forman y en qué cantidades se encuentran. Se denomina soluto al o a los componentes que se encuentran en menor proporción y solvente (o disolvente) al que se encuentra en mayor proporción. Las siguientes abreviaturas son de uso frecuente en el desarrollo de los ejercicios correspondientes a este tema: sc: solución; st: soluto y sv: solvente

Otro criterio para diferenciar cuál es el soluto y cuál es el solvente, es el que considera solvente al componente que le da el estado de agregación a la solución.

Soluciones acuosas Cuando el agua es uno de los componentes de la solución, se la considera solvente, sin importar la proporción en la que se encuentre. A estas soluciones se las denomina soluciones acuosas. Por ejemplo, en el ácido sulfúrico concentrado (98 % m/m), cada 100 g de solución hay 98 g de ácido sulfúrico (soluto) y 2 g de agua (solvente).

A continuación mencionamos una serie de ideas fundamentales acerca de las soluciones: La disolución es un proceso físico, mediante el cual una sustancia se disuelve en otra. Según el modelo cinético corpuscular, en este proceso, las partículas que constituyen al soluto se ubican entre las partículas que constituyen al solvente, estableciéndose fuerzas de atracción entre las partículas de ambos componentes. Generalmente, las sustancias formadas por iones o por moléculas polares son solubles en agua. Si se disuelve una sustancia iónica en agua, las moléculas de agua (muy polares) atraen a los iones de la red cristalina y los separan. Los iones quedan rodeados de estas moléculas (se hidratan) y adquieren movimiento de traslación. Las interacciones entre estas partículas son del tipo ión – dipolo permanente.

2

Química

Figura 1. Representación del proceso de disolución de un compuesto iónico en agua.

Todas las sustancias iónicas que se disuelven en agua son electrolitos, ya que se disocian en sus respectivos iones y conducen la corriente eléctrica. Pero no todas las sustancias iónicas son solubles en agua. Los óxidos de metales alcalinos o alcalinos-térreos (compuestos iónicos) no se disuelven en agua ya que reaccionan muy rápidamente para formar hidróxidos. El proceso de disolución se representa utilizando ecuaciones de disociación. Por ejemplo, o

Ecuación de disociación del cloruro de sodio (sal de cocina): NaCl

o

Na+ (aq) + Cl-(aq)

Ecuación de disociación del hidróxido de calcio (cal apagada):

Ca(OH)2

o

H2O

H2O

Ca2+ (aq) + 2 OH (aq)

Ecuación de disociación del sulfato de aluminio (utilizado como floculante en la purificación del agua):

Al2(SO4)3

H2O

2 Al3+ (aq) + 3 SO 4 (aq) 2

Si se disuelve una sustancia formada por moléculas polares en agua, entre las moléculas de ambas sustancias, se establecen atracciones del tipo dipolo-dipolo o puente de hidrógeno.

3

Química

La masa de una solución se determina por la suma de la masa de soluto y la masa de solvente. En símbolos se representa del siguiente modo: m sc = m st + m sv Por ejemplo, si 20,0 g de sal (st) se disuelven en 100 g de agua (sv), la masa de solución se puede calcular usando la expresión anterior. m sc = m st + m sv = 20,0 g + 100 g = 120 g. La densidad de una solución es la relación entre la masa de la solución y el volumen que dicha solución ocupa.

δ sc

m sc V sc

El volumen de una solución puede determinarse conociendo la masa y la densidad de la solución, y no como la suma de los volúmenes de soluto y solvente (salvo en casos particulares donde se lo aclare explícitamente con la expresión “considerar volúmenes aditivos”). La concentración de una solución es la relación entre la masa o cantidad de soluto y una determinada masa o volumen de solución o de solvente. La concentración es una propiedad intensiva ya que no depende de la masa o del volumen de solución que se utilice. Puede expresarse utilizando diferentes unidades.

Formas de expresar la concentración de las soluciones Las unidades de concentración que más utilizaremos en el desarrollo de este tema son: o

Porcentaje en masa (% m/m): masa de soluto (g) disuelta cada 100 g de solución.

o

Porcentaje masa en volumen (% m/V): masa de soluto (g) disuelta cada 100 cm3 (o 100 mL) de solución.

o

Molaridad (M): cantidad de soluto (mol) disuelta cada dm 3 o L de solución.

o

Molalidad (m): cantidad de soluto (mol) disuelta cada kg de solvente.

Por ejemplo, si se informa que una solución de cloruro de magnesio es: o

20,0 % m/m, significa que hay 20,0 g de st (MgCl2) disueltos en 100 g de solución.

o

12,0 % m/V, significa que hay 12,0 g de st (MgCl2) disueltos en 100 cm3 solución.

o

0,750 M, significa que hay 0,750 mol de st (MgCl2) disueltos en 1 dm3 (1000 cm3) de solución.

o

1,50 m, significa que hay 1,50 mol de st (MgCl2) disueltos en 1 kg (1000 g) de solvente.

de

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Química

Otras unidades de concentración de uso frecuente son: o

Porcentaje en volumen (%V/V): volumen de soluto disuelto cada 100 cm3 (o 100 mL) de solución.

o

Fracción molar del soluto (Xst): es una relación entre la cantidad de soluto (moles de soluto) y el número de moles totales en la solución. El número de moles en la solución es la suma de la cantidad de soluto y la cantidad de solvente.

o

Partes por millón (p.p.m): partes de soluto disueltas cada 1.106 partes de solución.

Variación de la concentración La concentración de una solución puede variar al modificarse la masa o el volumen de soluto y/o solvente. Se denomina diluir al proceso por el cual se disminuye la concentración de una solución. La forma más común de diluir es agregando solvente a una solución dada. Por ejemplo, cada vez que se prepara jugo (solución diluida) a partir de uno más concentrado (jugo concentrado líquido), agregando agua, se realiza una dilución. Se denomina concentrar al proceso por el cual se aumenta la concentración de una solución. Las formas más comunes de aumentar la concentración son:

o

Agregar soluto

En este caso, varía la concentración de la solución, ya que la cantidad de soluto aumenta y la de solvente permanece constante. Podemos considerar que el volumen de solución no se modifica considerablemente por el agregado de soluto, manteniéndose prácticamente constante.

o

Evaporar solvente

En este caso, varía la concentración de la solución, ya que disminuye la cantidad de solvente y la de soluto permanece constante. A diferencia del caso anterior, aquí sí hay un cambio importante en el volumen de la solución.

Importante En este tema, para facilitar el desarrollo matemático de los ejercicios, utilizaremos el criterio de considerar volúmenes aditivos, dado que el error que se comete no es significativo para los resultados esperados.

También puede determinarse la Xsv (fracción molar del solvente, que es el número de moles de solvente respecto al número total de moles en la solución). 5

Química

Para afianzar los contenidos de esta unidad A continuación, les proponemos una serie de preguntas que deberían poder responder después de haber estudiado los temas que corresponden a esta unidad.

¿Cómo se describe el proceso de disolución en el nivel submicroscópico? ¿Cuáles son los distintos tipos de interacciones entre las partículas que constituyen a las soluciones? ¿Cuál es la diferencia entre la composición y la concentración de una solución? ¿Cómo puede modificarse la concentración de una solución? ¿Cuál es la forma convencional de escribir la ecuación de disociación de una sal en agua? ¿Cuál es la diferencia entre disolver y diluir?

Ejercicio explicado A continuación, presentamos un ejercicio y su resolución en el que integramos los contenidos de las unidades 3, 4 y 6 y mostramos una forma de relacionar la teoría con la práctica con la intención de ayudarlos a resolver ejercicios similares.

Se prepara una solución disolviendo 30,0 g de Cu(NO3)2 (M = 187,5 g/mol) en 120 g de agua. La densidad de la solución obtenida es 1,19 g/cm3. Indiquen: a) el volumen de solución que se obtiene; b) la concentración de la solución expresada en: % m/m, % m/V, M y m; c) si la concentración molar del anión es mayor, menor o igual que la del catión; justifiquen la respuesta; d) si la solución dada presenta una concentración en iones NO3 mayor, menor o igual que la de una solución de NaNO3 1,27M; e) la concentración, en % m/V, de la solución que se obtiene al diluir la solución inicial hasta un volumen de 500 cm3.

Resolución Para resolver los ejercicios correspondientes a este tema, es conveniente comenzar destacando los datos proporcionados y los valores solicitados (incógnitas). Datos: 30,0 g de Cu(NO3)2. M Cu(NO3)2= 187,5 g/mol 120 g de agua. δsc = 1,19 g/cm3. 1,27M.

Incógnitas: a) Vsc. b) % m/m, % m/V, M y m. c) M del anión y M del catión, comparar y justificar. d) NO 3compararla con la de una sc de NaNO3 e) % m/V de la sc diluida. 6

Química

a) Para calcular el volumen de solución que se obtiene al disolver 30 g de sal (soluto) en 120 g de agua (solvente), lo despejamos de la expresión de densidad:

δ sc

m sc

1,19 g/cm3

V sc V sc

m sc δ sc

Por lo tanto, con los datos dados en el enunciado, calculamos la masa de la solución y la reemplazamos en la expresión anterior. msc = mst + msv msc = 30,0 g + 120 g = 150 g msc = 150 g

V sc

m sc δ sc

150 g 3

1,19 g/cm

126 cm3

Rta: Vsc= 126 cm3

Otra forma de calcular el volumen, puede ser teniendo en cuenta el significado de la densidad de una solución. Si la δsc es 1,19 g/cm3, la masa de 1 cm3 de sc es 1,19 g., por lo tanto, si

1,19 g de sc ----- ocupa --------1 cm3 150 g de sc -------------------- x = 126 cm3 Es importante tener en cuenta que estamos utilizando dos magnitudes (masa y volumen) de la misma solución: 150 g y 126 cm3. Es decir que pueden relacionarse de las siguientes formas: 150 g de sc ocupan un volumen de 126 cm3 ó 126 cm3 de sc tienen una masa de 150 g

La masa de st disuelta (30 g) es la misma, si se considera cualquiera de los valores de ambas magnitudes.

Figura 3. Síntesis de las magnitudes de la solución preparada. 7

Química

b) Al calcular la concentración de la solución expresada en diferentes unidades (% m/m,% m/V, M y m), es conveniente considerar el significado de cada una estas. Para expresar el % m/m, hay que calcular la masa de st disuelta cada 100 g de sc. Por lo tanto: si

150 g de sc ----tienen disueltos ---- 30,0 g st 100 g de sc ----------------------- x = 20,0 g st Es decir: 20,0 % m/m

Para expresar el % m/V, hay que calcular la masa de st disuelta cada 100 cm 3 de sc. Por lo tanto: si

126 cm3 de sc ----tienen disueltos ---- 30,0 g st 100 cm3 de sc ----------------------- x = 23,8 g st Es decir: 23,8 % m/V

Para determinar la molaridad, hay que calcular la cantidad de st (mol) disuelta cada 1,00 dm3 de sc, por lo tanto, averiguamos a cuántos moles corresponden los 30,0 g de st a partir de la M. si

187,5 g st ---- es la masa de-----1 mol, de st 30,0 g st --------------------------x = 0,160 mol de st

En la solución, hay disueltos 0,160 mol de st en 126 cm3. Entonces: si en

126 cm3 sc --------hay disueltos------ 0,160 mol de st 1000 cm3 sc -----------------------------x = 1,27 mol de st Es decir : 1,27 M

Para calcular la molalidad de la solución, hay que averiguar la cantidad de soluto (mol) disuelta cada kg de solvente, por lo tanto utilizamos los datos proporcionados en el enunciado y el o los valores determinados anteriormente. si en

120 g sv --------hay disueltos------ 0,160 mol de st 1000 g sv -----------------------------x = 1,33 mol de st Es decir : 1,33 m

Rta: 20,0 % m/m, 23,8 % m/V, 1,27 M y 1,33 m

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Química

c) Para determinar si la concentración molar del anión es mayor, menor o igual que la del catión tenemos en cuenta que al disolver una sal en agua, en este caso nitrato cúprico, la disociación es total, es decir que las especies que se encuentran presentes en la solución son los iones que la constituyen. El nitrato cúprico se disocia según la siguiente ecuación: Cu(NO3)2

H2O

Cu

2+

(aq) + 2 NO3 (aq)

La ecuación nos permite interpretar que por cada mol de sal que se disocia, hay en solución, un mol de iones cúprico o cobre (II) y dos moles de iones nitrato. Por lo tanto si la solución de Cu(NO3)2 es 1,27 M, la concentración de los iones es: [Cu2+] = 1,27 M [ NO3 ] = 2 . 1,27 M = 2,54 M. Estos valores pueden obtenerse, también, a partir de los siguientes planteos: Si

1,00 mol de Cu(NO3)2-----aporta------ 1,00 mol de Cu2+ 1,27 mol de Cu(NO3)2 -------------------x = 1,27 mol de Cu2+

Si

1,00 mol de Cu(NO3)2-----aporta------ 2,00 mol de NO3 1,27 mol de Cu(NO3)2 -------------------x = 2,54 mol de NO3

En este caso, la molaridad del anión resulta ser el doble que la del catión, entonces es mayor. El análisis y desarrollo precedente es parte de la justificación de la respuesta. Rta: mayor

d) Para determinar si la solución dada presenta una concentración en iones NO3 es mayor, menor o igual que la de una solución de NaNO3 1,27M, consideramos la disociación de esta sal, y procedemos en forma análoga a la desarrollada en el ítem anterior.

NaNO3

H2O

Na+ (aq) + NO3 (aq)

La ecuación nos permite interpretar que por cada mol de sal que se disocia, hay en solución un mol de iones sodio y un mol de iones nitrato. Por lo tanto, si la solución de NaNO3 es 1,27 M, la concentración de los iones es: [Na+] = 1,27 M [ NO3 ] = 1,27 M Si se tiene en cuenta que la concentración en iones NO3 en la solución de Cu(NO3)2 1,27M es 2,54 M, la concentración en iones NO3 en la solución de NaNO3 1,27M es menor. Rta: menor 9

Química

e) Para calcular la concentración, en % m/V, de la solución que se obtiene al diluir la solución inicial hasta un volumen de 500 cm3, es importante tener en cuenta que diluir significa disminuir la concentración de soluto en la solución por agregado de solvente. Representamos gráficamente los datos disponibles:

Figura 4 Esquema de la dilución

Por lo tanto, cambia la masa de solvente, la masa, el volumen y la concentración de la solución, pero la masa de soluto permanece constante. Organizamos los datos en el siguiente cuadro: m st V

Si en

sc inicial (conc.) 30,0 g st 126 cm3

sc final (diluida) 30,0 g 500 cm3

500 cm3 sc-----hay disueltos------ 30,0 g st 100 cm3 sc-------------------------- x = 6,00 g st Es decir : 6,00 % m/V

Rta: 6,00 % m/V

10

Química

Unidad 7 Compuestos orgánicos

Apuntes de la unidad En estos apuntes presentaremos los grupos funcionales que permiten clasificar a las sustancias orgánicas en distintas familias, el concepto de isomería y su clasificación. Además, analizaremos la relación entre la estructura y las propiedades de las sustancias, para lo cual es conveniente que recuerden los contenidos de la Unidad 3. En los distintos ejemplos, utilizamos los nombres a partir de las reglas de nomenclatura establecidas por la IUPAC. Debido a que existen varias nomenclaturas aceptadas para nombrar a los compuestos orgánicos, les recomendamos utilizar la bibliografía recomendada para estudiarlas. Sugerimos comenzar por la lectura de la siguiente bibliografía, para el estudio y la profundización de los temas correspondientes a esta unidad: Di Risio, Cecilia y otros (2006), Capítulo 7: Compuestos del carbono, en Química Básica, Buenos Aires, Editorial CCC Educando.

Importante Los contenidos de esta unidad son significativos para integrarlos y aplicarlos en la resolución de ejercicios referentes a los temas: reacciones químicas y equilibrio ácido-base.

Compuestos orgánicos Las sustancias orgánicas se clasifican en diferentes familias, según sus características estructurales. Las que poseen estructura similar y propiedades químicas semejantes pertenecen a la misma familia, ya que presentan el mismo grupo funcional. Se denomina grupo funcional a todo átomo o conjunto de átomos presentes en una cadena hidrocarbonada, que confiere la reactividad química y las propiedades a las sustancias. A continuación, mencionamos los nombres de algunas familias de compuestos orgánicos:

Química

o

o

o

Hidrocarburos. Son compuestos cuyas moléculas están formadas por átomos de carbono e hidrógeno. Se clasifican en: -

Acíclicos: alcanos, alquenos, alquinos

-

Cíclicos: cicloalcanos, cicloalquenos y aromáticos

Funciones oxigenadas. Se trata de compuestos cuyas moléculas están formadas por átomos de carbono, hidrógeno y oxígeno, entre los que se encuentran: -

Alcoholes

-

Éteres

-

Aldehídos

-

Cetonas

-

Ácidos carboxílicos

-

Ésteres

Funciones nitrogenadas. Son compuestos cuyas moléculas están formadas por átomos de por carbono, hidrógeno y nitrógeno, por ejemplo: -

Aminas

-

Nitrilos

-

Amidas (formadas también por oxígeno)

Para representar a las sustancias orgánicas, se utilizan modelos moleculares y distintos tipos de fórmulas, como por ejemplo: o

Moleculares: representan el tipo y el número de átomos por molécula.

o

Semidesarrolladas: indican los símbolos de los átomos de carbono, unidos por guiones (uniones covalentes). El número de átomos de hidrógeno, unidos a cada átomo de carbono, se expresa con un subíndice.

o

Simplificadas: se representan mediante líneas en zig-zag, en las que cada segmento corresponde a un par de átomos de carbono unidos. Los símbolos de los átomos de hidrógeno no se escriben.

o

En perspectiva: indican la distribución espacial de la molécula mediante trazos diferentes (continuos y discontinuos).

Por ejemplo, las fórmulas mencionadas, para el etanol son: Fórmula molecular

Fórmula semidesarrollada

Fórmula Simplificada

Fórmula em perspectiva

C2H6O

2

Química

En la siguiente tabla, resumimos la estructura, la fórmula general, el nombre de los grupos funcionales, la terminación o sufijo que se utiliza en la nomenclatura de cada familia y ejemplos. Familia

Fórmula General

Grupo funcional

Terminación o sufijo

Ejemplo (nombre, fórmulas y modelos moleculares)

Alcano

CnH2n+2

Enlace simple

ano

Butano (C4H10)

Alqueno

CnH2n

Enlace doble

eno

2-penteno (C5H10)

Alquino

CnH2n-2

Enlace triple

ino

1-pentino (C5H8)

3

Química

Alcohol

CnH2n+2O

Hidróxilo

ol

1-propanol (C3H8O)

Éter

CnH2n+2O

Éter

ileter

Dietiléter (C4H10O)

Aldehído

CnH2nO

Carbonilo

al

Etanal (C2H4O)

Cetona

CnH2nO

Carbonilo

ona

Propanona (C3H6O)

4

Química

Ácido

CnH2nO2

Carboxilo

Ácido...oico

Ácido etanoico (C2H4O2)

Éster

CnH2nO2

carboxilato

ato de...ilo

Etanoato de etilo (C4H8O2)

Amina primaria

CnH2n+3N

Amino

...ilamina

Propilamina (C3H9N)

Amina secundaria

CnH2n+3N

Amino

...ilamina

Etilmetilamina (C3H9N)

5

Química

Amina terciaria

CnH2n+3N

Amino

...ilamina

Dietilmetilamina (C5H13N)

Amida

CnH2n+1NO

Amido

alcano amida

Pentanoamida (C5H11NO)

Isomería Se denominan isómeros a los compuestos que presentan la misma fórmula molecular (el mismo tipo y número de átomos) y distinta ubicación espacial de los átomos en las moléculas. Los isómeros se clasifican en estructurales y estereoisómeros. Las moléculas de los isómeros estructurales poseen los mismos átomos, con distinta conectividad (es decir, están unidos -conectados- de forma diferente). Para diferenciarlas, alcanza con representar sus fórmulas semidesarrolladas que son las que brindan información sobre la conectividad entre los átomos. Las sustancias que presentan este tipo de isomería tienen propiedades físicas y químicas diferentes. 6

Química

Los isómeros de cadena, posición y función son isómeros estructurales. Por ejemplo, el butano es isómero estructural del metilpropano.

Nombre

butano

metilpropano

Fórmula molecular

C4H10

C4H10


CH3(CH2)2CH3

CH3CH(CH3)2

Modelo molecular

El 1-pentanol es isómero estructural del 2-pentanol.

Nombre

1-pentanol

2-pentanol

Fórmula molecular

C5H12O

C5H12O


CH3(CH2)3CH2OH

CH3(CH2)2CHOHCH3

Modelo molecular

El ácido acético o etanoico es isómero estructural del metanoato de metilo. Nombre

ácido etanoico

metanoato de metilo

Fórmula molecular

C2H4O2

C2H4O2


CH3COOH

HCOOCH3

7

Química

Modelo molecular

Las moléculas de los estereoisómeros poseen la misma conectividad de los átomos y difieren en la disposición espacial de los mismos. Para diferenciarlos, se utilizan fórmulas en perspectiva. Los estereoisómeros se clasifican a su vez, en conformacionales y configuracionales. En el desarrollo de este tema, solo analizaremos los isómeros configuracionales. o

Los isómeros configuracionales pueden ser geométricos) y enantiómeros (isómeros ópticos). -

diastereómeros

(isómeros

Los diastereómeros o isómeros geométricos son moléculas que difieren en la distribución espacial de los átomos con respecto a un doble enlace o a un ciclo, debido a la imposibilidad de rotación de los átomos de carbono en torno al doble enlace o al ciclo. Las sustancias que presentan esta isomería tienen propiedades físicas y químicas diferentes. Para que existan diastereómeros o isómeros geométricos, las moléculas tienen que presentar dos átomos o dos grupos de átomos diferentes unidos a cada uno de los átomos de carbono del doble enlace (o del ciclo). En forma general, representamos las disposiciones espaciales que presentan un isómero cis y un isómero trans, en las que a y b representan átomos o grupos de átomos, como muestran las siguientes figuras.

Figura 1. Esquema del isómero cis

Figura 2. Esquema del isómero trans

A continuación, proponemos dos ejemplos de diastereómeros. 1. Existen dos compuestos distintos que presentan la fórmula molecular C2H2Br2, el cis-1,2-dibromoeteno y el trans-1,2-dibromoeteno. Las diferencias entre las dos sustancias se deben a la distribución espacial de los átomos en las moléculas.

Nombre

cis-1,2-dibromoeteno

trans-1,2-dibromoeteno

Fórmula molecular

C2H2Br2

C2H2Br2

Los átomos de bromo se

Los átomos de bromo se


8

Química encuentran del mismo lado del plano. La molécula es polar.

encuentran en lados opuestos del plano. La molécula es no polar.

Modelo molecular (para una mejor visualización, utilizamos los modelos de bolas y varillas)

2. Existen dos diastereómeros que presentan la fórmula molecular C7H14, el cis-1,2-dimetilciclopentano y el trans-1,2-dimetilciclopentano.

Nombre

cis-1,2-dimetilciclopentano

trans-1,2-dimetilciclopentano

Fórmula molecular

C7H14

C7H14


-

Los enantiómeros o isómeros ópticos son moléculas cuyos átomos tienen la misma conectividad y difieren en la ubicación de los átomos o grupos de átomos en el espacio. En la figura 3 se muestran modelos moleculares como pares de imágenes especulares no superponibles. La molécula representada a la derecha no se puede superponer a la molécula de la izquierda, ya que los átomos tienen distinta orientación en el espacio, de modo tal que si giramos la molécula no se pueden hacer coincidir los cuatro átomos o grupos de átomos. En estas moléculas existe, por lo menos, un átomo de carbono quiral o asimétrico que está unido a cuatro sustituyentes (átomos o grupos de átomos diferentes). Los enantiómeros tienen las mismas propiedades físicas y químicas, excepto frente a reactivos que presenten actividad óptica. En forma general representamos, dos moléculas como imágenes especulares no superponibles.

En el modelo, cada esfera representa el núcleo de un átomo y las varillas representan a los enlaces covalentes.

9

Química

Figura 3. Modelos moleculares de enantiómeros

A continuación proponemos dos ejemplos de compuestos de fórmula molecular C2H7NO, cuyas moléculas son imágenes especulares no superponibles.

Figura 4. Fórmulas semidesarrolladas

Figura 5. Modelos moleculares

Relación entre la estructura química y las propiedades de las sustancias En la Unidad 3, señalamos que algunas propiedades, como el punto de ebullición y la solubilidad, dependen de la intensidad de las fuerzas de atracción que existen entre las partículas de las sustancias. Como la mayoría de las sustancias orgánicas son moleculares, las moléculas se atraen entre sí por atracción electrostática entre los polos de carga opuesta, tanto en dipolos transitorios como permanentes (fuerzas intermoleculares o fuerzas de Van der Waals). En la siguiente tabla, resumimos para cada familia, la polaridad de las moléculas y las fuerzas que actúan entre las mismas.

10

Química

Familias

Polaridad de las moléculas


Hidrocarburos

No polares

Fuerzas de London

Derivados halogenados

Polares

Fuerzas de London y dipolo- dipolo

Alcoholes

Polares

Fuerzas de London, dipolodipolo y puente de hidrógeno

Éteres

Polares

Aldehídos y cetonas

Polares

Ácidos carboxílicos

Polares


Ésteres

Polares


Aminas primarias y secundarias

Polares


Aminas terciarias

Polares


Amidas (no sustituidas)

Polares


Fuerzas de London y dipolo- dipolo Fuerzas de London y dipolo- dipolo

Para explicar las propiedades de las sustancias orgánicas, comparamos la intensidad de las fuerzas de atracción entre las moléculas, para lo cual es necesario disponer de la siguiente información: o

el tamaño de la nube electrónica,

o

la forma y la polaridad de las moléculas,

o

las fuerzas intermoleculares.

A continuación, analizamos la influencia de los factores mencionados en la intensidad de las fuerzas de atracción entre las moléculas de las sustancias orgánicas. o

El tamaño de la nube electrónica. La fórmula molecular proporciona la información necesaria para “tener una idea” del tamaño de la nube electrónica, ya que el número de electrones se relaciona directamente con el número de átomos. A mayor número de electrones por molécula, mayor es la probabilidad de distorsión de la nube electrónica (más se polariza la molécula), en consecuencia, más intensas son las Fuerzas de London. Por ejemplo, el tamaño de la nube electrónica de la molécula de octano es mayor a la del etanol (alcohol etílico). Para demostrarlo, escribimos las fórmulas y determinamos el número de electrones por molécula. Nombre

Octano

Etanol

Fórmula molecular

C8H18

C2H5OH

nº de electrones por molécula

66

26 11

Química

Importante Si el número de átomos por molécula es distinto, como en este caso, no es necesario calcular el número de electrones de cada una.

o

La forma de las moléculas. En general, este factor se analiza en isómeros, debido a que estos presentan el mismo tamaño de la nube electrónica, el mismo tipo de fuerzas intermoleculares y diferente distribución de los átomos en el espacio (forma). Las moléculas ramificadas presentan menor superficie de contacto que las moléculas lineales. Cuanto mayor es la superficie de contacto entre las moléculas, más efectiva es la fuerza de atracción entre éstas. Por ejemplo, consideramos las sustancias cuya fórmula molecular es C5H12.

Nombre

Pentano

Metilbutano

Dimetilpropano


CH3(CH2)3CH3

CH3CH(CH3)CH2CH3

CH3C(CH3)2CH3

Fórmula simplificada

En los siguientes esquemas es posible observar que a menor número de ramificaciones las moléculas pueden acercarse más, ya que la superficie de contacto es mayor.

Figura 6. Representación simplificada de un grupo de moléculas de pentano

o

Figura 7. Representación simplificada de un grupo de moléculas de metilbutano

Figura 8. Representación simplificada de un grupo de moléculas de dimetilpropano

Las fuerzas intermoleculares. La influencia del tipo de fuerzas intermoleculares se analiza en aquellas sustancias que presentan similar tamaño y forma de las moléculas. En general, el orden creciente de la intensidad de las atracciones entre moléculas resulta de la contribución de cada una de las distintas interacciones intermoleculares. A continuación, presentamos ejemplos de sustancias cuyas moléculas tienen similar tamaño y forma (son todas lineales) y señalamos el tipo de interacción intermolecular en cada una.

12

Química

Nombre

Pentano

Butanal

1-butanol

Fórmula molecular

C5H12

C4H8O

C4H10O


CH3(CH2)3CH3

CH3(CH2)2CHO

CH3(CH2)2CH2OH

Polaridad

No polar

Polar

Polar

Fuerzas de atracción entre moléculas

Fuerzas de London

Fuerzas de London y dipolo - dipolo

Fuerzas de London, dipolo - dipolo y puente de hidrógeno

Debido a que en los tres ejemplos el número de electrones por molécula es similar, la intensidad de las fuerzas de London es semejante. Como las moléculas de butanal son polares, presentan, además, la contribución de las atracciones entre dipolos permanentes, por lo tanto es mayor la intensidad de las fuerzas de atracción entre las moléculas de esta sustancia que la que existe entre las moléculas de pentano. Las moléculas del 1-butanol son polares y presentan, además, la contribución de las atracciones entre dipolos permanentes y puentes de hidrógeno. En consecuencia, de las tres sustancias esta es la que presenta mayor intensidad de las fuerzas de atracción.

Luego, en el Ejercicio resuelto, analizaremos la influencia de los factores mencionados en la intensidad de las fuerzas de atracción entre las moléculas de las sustancias orgánicas para explicar sus propiedades.

Compuestos de interés biológico Los compuestos de interés biológico están formados por moléculas denominadas biomoléculas por ser esenciales para la vida. Los principales son: los hidratos de carbono, las proteínas, los ácidos nucleicos y los lípidos. Los polisacáridos (hidratos de carbono), las proteínas y los ácidos nucleicos están constituidos por moléculas de masa molecular elevada (macromoléculas) en las que se repite un determinado grupo de átomos y se los denomina biopolímeros.

Polímeros El término polímeros deriva del griego poli, muchos y mero, partes. Los polímeros son macromoléculas que pueden originarse a partir de moléculas más sencillas, que pueden ser iguales o diferentes, llamadas monómeros. El proceso por el cual se forman los polímeros se denomina polimerización. Este proceso puede llevarse a cabo por adición de las unidades de

13

Química

monómero o por condensación (donde, además, se forma alguna molécula pequeña, generalmente agua). Los polímeros pueden ser naturales o sintéticos. Los biopolímeros son polímeros naturales. Entre los sintéticos, cuya estructura química es más sencilla que la de los naturales, están los plásticos. Un ejemplo de uso cotidiano es el polietileno, que se forma por adición de moléculas de etileno (eteno). A continuación, se representa la ecuación correspondiente a la formación del polietileno. 2n H2C=CH2 → [-CH2- CH2- CH2- CH2-]n etileno

polietileno

Biopolímero Mencionamos algunas características de estos compuestos: Hidratos de carbono (glúcidos) Desde el punto de vista químico, estas sustancias son polihidroxialdehidos o polihidroxicetonas o sustancias que por hidrólisis los originan. Generalmente sus nombres terminan en osa. Algunos miembros de esta familia son la glucosa, la sacarosa (azúcar de mesa), lactosa (azúcar de la leche) y la fructosa (azúcar de la fruta). Estas moléculas tienen estructuras cíclicas que se representan utilizando las fórmulas propuestas por Haworth y que llevan su nombre. Los hidratos de carbono, excepto los monosacáridos, se hidrolizan, es decir, reaccionan con el agua en medio ácido o en presencia de enzimas. Los hidratos de carbono se clasifican en: monosacáridos, disacáridos, trisacáridos, oligosacáridos y polisacáridos.

o Monosacáridos: sustancias que no se hidrolizan. Por ejemplo: glucosa y fructosa

Figura 9. Estructura de la glucosa

No es necesario que aprendan a escribir o a nombrar estas estructuras sino solamente que reconozcan el tipo de sustancias que representan.

Se denomina hidrólisis (del griego, ὕδωρ –hudōr-, agua; y λύσις –lisis-, ruptura o disociación) a la reacción química entre el agua y otra sustancia. En la hidrólisis de biopolímeros, las moléculas de agua se dividen y sus átomos pasan a formar parte de las especies químicas que se forman. 14

Química

o

Disacáridos: especies que, por hidrólisis, dan dos unidades de monosacáridos. Como por ejemplo, la sacarosa (o sucrosa), la lactosa y la maltosa, entre otros. La sacarosa (o sucrosa) es el azúcar común refinado de la caña de azúcar y la remolacha azucarera, por hidrólisis origina glucosa y fructosa.

Fiigura 10. Estructura de la sacarosa

Importante La unión entre los dos ciclos por medio de un átomo de oxigeno se denomina unión glicosídica y se encuentra en todos los hidratos de carbono, excepto en los monosacáridos.

o

Trisacáridos: especies que por hidrólisis originan tres unidades de monosacáridos.

o

Oligosacáridos: especies que por hidrólisis originan entre cuatro y diez moléculas de monosacáridos.

o

Polisacáridos: son macromoléculas que por hidrólisis generan un número muy grande de monosacáridos. Entre los más conocidos e importantes, desde el punto de vista biológico, se encuentran: el almidón, la celulosa y el glucógeno. El almidón es la forma principal de reserva de carbohidratos en los vegetales. Es una mezcla de dos tipos de moléculas: la amilosa, un polisacárido esencialmente lineal, y la amilopectina, un polisacárido con una estructura muy ramificada. Por hidrólisis completa del almidón se obtiene, exclusivamente, glucosa. La celulosa es un polímero con cadenas largas sin ramificaciones y se distingue del almidón por tener grupos -CH2OH alternando por arriba y por debajo del plano de la molécula. La celulosa es el material estructural más común en las plantas.

Figura 11. Estructura de la celulosa

La glucosa se almacena como glucógeno en los músculos y el hígado por el proceso de glucogenogénesis. El glucógeno se convierte fácilmente en glucosa en el organismo para proveer energía.

15

Química

Proteínas Desde el punto de vista químico, estas sustancias son macromoléculas que por hidrólisis originan aminoácidos. Los aminoácidos, como su nombre lo indica, son sustancias cuyas moléculas contienen al menos un grupo amino y un grupo carboxilo. A continuación, presentamos la fórmula semidesarrollada y el modelo molecular de un aminoácido en forma general.

Figura 12. Fórmula semidesarrollada

Figura 13. Modelo molecular

Los aminoácidos que forman las proteínas son aproximadamente veinte. Algunos de estos no pueden sintetizarse en el organismo, por eso es necesario ingerirlos con la dieta y, se los denomina aminoácidos esenciales. A continuación, se indican las fórmulas de dos aminoácidos.

Figura 14. Fórmula de la alanina

Figura 15. Fórmula de la serina

Los aminoácidos reaccionan entre sí formando péptidos y agua. Según el número de aminoácidos involucrados, se obtienen dipéptidos, tripéptidos, polipéptidos y proteínas. En la estructura de los péptidos se identifican uno o más enlaces peptídicos. Estas uniones son del tipo amida.

Figura 16. Ecuación de formación de un dipéptido (en general).

16

Química

Ácidos nucleicos Desde el punto de vista químico estas sustancias son biopolímeros cuya unidad estructural son los nucleótidos. Son los responsables de contener y transmitir la información genética. Se conocen dos clases de ácidos nucleicos: ADN (ácido desoxirribonucleico) y ARN (ácido ribonucleico). Un nucleótido está formado por la unión de un grupo fosfato, una pentosa (ribosa o desoxirribosa) y una base nitrogenada, del siguiente modo: el grupo fosfato se encuentra unido al carbono 5’ y la base nitrogenada al carbono 1 de la pentosa. En el siguiente esquema se muestra la estructura general de un nucleótido. La base nitrogenada varía, dando origen a los diferentes nucleótidos. Grupo fosfato

Azúcar

Base nitrogenada

Las bases nitrogenadas pueden ser: Adenina (A), y Guanina (G), Timina (T), Citosina (C) y Uracilo (U). En la figura se muestra la estructura del nucleótido monofosfato de adenosina (AMP).

Figura 17. Estructura del monofosfato de adenosina

Los nucleótidos se unen entre sí, mediante enlaces covalentes para formar polímeros, es decir, los ácidos nucleicos, el ADN y el ARN. Dichas uniones covalentes se denominan uniones fosfodiéster. A continuación, presentamos un cuadro en el que se resume para cada biopolímero el tipo de monómero que los constituyen y el enlace correspondiente. Polímero polisacáridos proteínas ácidos nucleicos

Monómero monosacáridos aminoácidos nucleótidos

Tipo de enlace glicosídico peptídico fosfodiéster

Lípidos Los lípidos constituyen un grupo muy importante dentro de los compuestos de interés biológico. No forman estructuras poliméricas, es decir que no están constituidos por moléculas de masa molecular elevada (macromoléculas) en las que se repite un determinado grupo de átomos, como los biopolímeros analizados. 17

Química

Comparten la propiedad de ser insolubles en agua, por lo tanto, en este grupo hay compuestos cuyas estructuras químicas son muy diferentes. Cumplen funciones diversas en los organismos vivos, entre ellas: la de reserva energética (triglicéridos), la estructural (fosfolípidos) y la reguladora (esteroides). Los más conocidos e importantes desde el punto de vista de la alimentación son las grasas y aceites, cuya estructura química es similar. Son ésteres de ácidos grasos de cadena larga (ácidos carboxílicos) con propanotriol (glicerol o glicerina). Se denominan glicéridos. Según se esterifiquen uno, dos o los tres grupos hidroxilo (OH) del glicerol, con moléculas de ácidos grasos (iguales o distintas), se denominan monoglicéridos, diglicéridos o triglicéridos. A continuación, presentamos la fórmula semidesarrollada del tripalmitato de glicerilo (triglicérido).

Figura 18. Fórmula del tripalmitato de glicerilo

Los aceites son líquidos a temperatura ambiente y están formados, en mayor proporción, por ácidos grasos insaturados. Las grasas son sólidas a temperatura ambiente.


¿A que se denomina grupo funcional? ¿Qué importancia tiene el uso de los distintos tipos de fórmulas para representar a las moléculas orgánicas? ¿Qué diferencias existen entre los isómeros estructurales y los estereoisómeros? ¿Qué relación existe entre la intensidad de las fuerzas de atracción entre las partículas y las propiedades físicas de las sustancias? ¿Por qué la forma de las moléculas orgánicas influye en los puntos de ebullición de isómeros? ¿Qué características presentan los compuestos de interés biológicos?

18

Química

Ejercicio explicado A continuación, presentamos un ejercicio y su resolución en el que integramos los contenidos de las Unidades 2, 3 y 7 y mostramos una forma de relacionar la teoría con la práctica con la intención de ayudarlos a resolver ejercicios similares.

Considerando las sustancias: A) metilbutano, B) 1-butanol, C) C6H12, D) metilpropiléter y E) (CH3)2CHCOOH. a) Nombren al compuesto E). b) Escriban la fórmula semidesarrollada de un isómero estructural del compuesto D). c) Indiquen en cuál de los compuestos mencionados es posible la existencia de isómeros geométricos. Escriban la fórmula del isómero trans. d) Indiquen las fuerzas intermoleculares que presenta el éster, al estado líquido. e) Escriban la fórmula semidesarrollada de un isómero óptico del 1-butanol, señalando con * el carbono quiral. f) Ordenen las sustancias A), B) y D) según punto de ebullición creciente. Justifiquen la respuesta. g) Predigan cuáles de las sustancias pueden ser solubles en agua.

Resolución a) Para nombrar un compuesto orgánico, a partir de la fórmula, tenemos en cuenta la familia a la que pertenece y las reglas de nomenclatura vigentes. La fórmula del compuesto E) es: (CH3)2CHCOOH, su fórmula molecular es C4H8O2, por lo tanto, el compuesto podría pertenecer a la familia de los ácidos o de los ésteres. Para poder elegir a cuál de las dos pertenece, escribimos las fórmulas de los grupos funcionales de cada una:

Figura 19. Fórmula del grupo carboxilo

Figura 20. Fórmula del grupo carboxilato

A partir de la fórmula general de los grupos funcionales posibles, identificamos que el compuesto es un ácido, ya que uno de los átomos de oxígeno se encuentra unido a un átomo de hidrógeno y no a un radical alquilo. (CH3)2CHCOOH

19

Química

Para nombrarlo, es conveniente escribir, primero, la fórmula semidesarrollada:

Figura 21. Fórmula semidesarrollada

Si consideramos que los nombres de los ácidos tienen la forma general Ácido...oico, el compuesto (CH3)2CHCOOH se llama ácido metilpropanoico.

Rta: ácido metilpropanoico

b) Para escribir la fórmula semidesarrollada de un isómero estructural del metilpropiléter, comenzamos con sus fórmulas semidesarrollada y molecular: Fórmula semidesarrollada

Fórmula molecular C4H10O

Recordamos que los isómeros presentan la misma fórmula molecular y distinta conectividad, por lo tanto, existen varios compuestos que responden a esa fórmula. El isómero puede pertenecer a la familia de los alcoholes o de los éteres. Por ejemplo: 1-butanol

Dietileter

Otros isómeros de los cuales podrían escribir las fórmulas semidesarrolladas son: 2-butanol, metil-1-propanol y metil-2-propanol.

c) Para indicar en cuál de los compuestos mencionados es posible la existencia de isómeros geométricos, es necesario recordar que este tipo de isomería se puede presentar en alquenos y cicloalcanos, cuya fórmula general es CnH2n. De los compuestos mencionados, el que responde a esta fórmula es el C), cuya fórmula es C6H12.

20

Química

Al escribir la fórmula de un isómero trans, cada átomo de carbono del doble enlace (o del ciclo) tiene que quedar unido a dos átomos o dos grupos de átomos diferentes ubicados en lados opuestos del plano. Un isómero posible es el trans-2-hexeno.

Figura 22. Fórmula del trans-2-hexeno

Otros isómeros de los cuales podrían escribir las fórmulas semidesarrolladas son el 3-hexeno, el dimetilciclobutano y el 3-metil-2-penteno. No presentan isomería geométrica el 1-hexeno, el 2-metil-2-penteno, el dimetil-2-buteno, el 2,3-dimetil-1-buteno y el 3,3-dimetil-1-buteno, porque cada átomo de carbono en torno al doble enlace (o al ciclo) no está unido a dos átomos o dos grupos de átomos diferentes.

d) Las fuerzas intermoleculares que presenta el éster, al estado líquido son: London y dipolodipolo, ya que los ésteres están formados por moléculas polares.

e) Para escribir la fórmula semidesarrollada de un isómero óptico del 1-butanol, recordamos que los isómeros ópticos son moléculas cuyos átomos tienen la misma conectividad y difieren en la ubicación de los átomos o grupos de átomos en el espacio. Los isómeros ópticos presentan por lo menos un átomo de carbono quiral. El único isómero posible es el 2-butanol, cuya fórmula semidesarrollada es:

Figura 23. Fórmula del 2-butanol

f) Al ordenar las sustancias A), B) y D) según sus puntos de ebullición crecientes, tenemos que comparar la intensidad de las fuerzas intermoleculares. Cuanto mayor es la misma, mayor es la energía que se necesita entregar para que las moléculas adquieran la energía cinética suficiente para separarse y para que se produzca el cambio de estado (de líquido a gaseoso). Cuando analizamos esta propiedad, en las sustancias moleculares, como las que se presentan, es conveniente tener en cuenta: o

el tamaño de la nube electrónica,

o

la forma y la polaridad de las moléculas,

o

las fuerzas intermoleculares y su intensidad.

Para comparar el punto de ebullición de las sustancias dadas, se puede resumir la información mencionada en un cuadro como el siguiente: 21

Química

Sustancia

metilbutano

1-butanol

metilpropiléter

Familia

Alcano

Alcohol

Éter

Fórmula molecular

C5H12

C4H10O

C4H10O


42

42

42

Moléculas no polares

Moléculas polares

Moléculas polares

(µ = 0 D)

(µ ≠ 0 D)

(µ ≠ 0 D)

London

London, dipolo-dipolo y Puente de Hidrógeno


Polaridad de las moléculas Fuerzas Intermoleculares

Al comparar la intensidad de las fuerzas de atracción entre las moléculas de estas sustancias, tenemos en cuenta que las tres están formadas por moléculas de igual número de electrones, en consecuencia, la intensidad de las fuerzas de London es similar. Es decir que esta fuerza no es decisiva para justificar la diferencia entre los puntos de ebullición de las tres sustancias. Con la información disponible, resumimos: El metilbutano presenta menor punto de ebullición, porque está constituido por moléculas no polares, que se encuentran atraídas solamente por fuerzas de London (de similar intensidad en los tres compuestos analizados). Por eso, la energía que se necesita entregar para producir el cambio de estado es menor que en el alcohol y el éter. El metilpropiléter es un éter constituido por moléculas polares. Estas se encuentran atraídas por fuerzas de London y dipolo-dipolo; es por eso que resulta mayor la intensidad total de las fuerzas de atracción entre las moléculas de esta sustancia que entre las moléculas del alcano. El 1-butanol está formado por moléculas polares que presentan grupos hidroxilo (–OH). La presencia de este grupo de átomos determina que entre estas existan atracciones del tipo puente de hidrógeno, además de presentar fuerzas dipolo-dipolo y London. Por lo tanto, la intensidad de las fuerzas de atracción entre las moléculas de esta sustancia es mayor que en las otras dos analizadas anteriormente. A esta sustancia es a la que hay que entregar mayor cantidad de energía para separar a las moléculas y producir el cambio de estado, es decir, presenta mayor punto de ebullición. Ordenamos en forma creciente las sustancias, según sus puntos de ebullición: PE metilbutano < PE metilpropiléter < PE 1-butanol Rta: A, D, B

g) Para predecir cuáles de las sustancias mencionadas pueden ser solubles en agua, consideramos que una sustancia (soluto) se disuelve en otra, si las partículas que la constituyen establecen atracciones con las partículas del solvente. En el proceso de disolución, las partículas que constituyen el soluto se separan rodeándose por las moléculas del solvente. Las sustancias constituidas por moléculas polares son, generalmente, solubles en solventes polares como el agua, porque entre sus moléculas (las del soluto y las del solvente) se establecen atracciones puente hidrógeno o dipolo-dipolo.. 22

Química

Por lo tanto, dado que el alcohol, el ácido y el éter están constituidos por moléculas polares y por cadenas carbonadas cortas, es esperable que sean solubles en agua. Es importante tener en cuenta que la solubilidad en agua disminuye, a medida que aumenta el número de átomos de carbono en la cadena carbonada.

23

Química

Unidad 8 Reacciones químicas

Apuntes de la unidad En estos apuntes analizaremos las características microscópicas y macroscópicas de los diferentes tipos de reacciones químicas, su representación simbólica y las relaciones estequiométricas que se pueden establecer entre las sustancias involucradas. Sugerimos comenzar por la lectura de la siguiente bibliografía, para el estudio y la profundización de los temas correspondientes a esta unidad: Di Risio, Cecilia y otros (2006), Capítulo 10: Los cambios químicos, en Química Básica, Buenos Aires, Editorial CCC Educando.

Importante Los contenidos de esta unidad son fundamentales para integrarlos y aplicarlos en la resolución de ejercicios referentes a los temas: equilibrio químico y equilibrio ácidobase.

Reacciones químicas A nuestro alrededor, aún sin que nos demos cuenta, ocurren cientos de reacciones químicas, como por ejemplo, en el encendido de una hornalla o de los fuegos artificiales, en la oxidación de una manzana o de un clavo de hierro, la fotosíntesis que realizan las plantas, en la putrefacción de los alimentos, , en la elaboración de medicamentos y alimentos, entre otras. Algunas reacciones químicas pueden evidenciarse por cambios de color o por emisión de luz y calor. Las reacciones químicas se producen siempre que la composición de un sistema cambie, es decir, que se modifiquen las sustancias que dieron origen a la reacción. De acuerdo con las sustancias que intervienen, pueden producirse distintos tipos de reacciones, por ejemplo, de: combustión, síntesis o combinación, descomposición, neutralización, precipitación y reacciones de óxido-reducción (redox).

Química

Mencionamos, a continuación, algunos conceptos fundamentales sobre este tema, que encontrarán desarrollados en la bibliografía. Las reacciones químicas presentan las siguientes características: Las sustancias que reaccionan, denominadas reactivos (Rvo), dan origen a las sustancias que se forman, denominadas productos. Los reactivos y los productos son sustancias diferentes, por lo tanto, presentan distintas propiedades. A nivel submicroscópico, se rompen enlaces químicos y se forman enlaces nuevos lo que da lugar a un reordenamiento de las partículas que intervienen. La suma de la masa de los reactivos es igual a la suma de la masa de los productos. El tipo y número de átomos que intervienen no cambia. Se producen con intercambio de energía. Se denominan reacciones endotérmicas a aquellas que al producirse absorben calor y exotérmicas a las que al producirse liberan calor. La mayoría de las reacciones químicas se producen con un rendimiento (Rto) menor del 100 %, es decir que la cantidad de productos obtenida es menor que la cantidad de productos que se obtendría si el rendimiento fuera el máximo (100 %).

Ecuaciones químicas y estequiometría Las reacciones químicas se representan simbólicamente mediante ecuaciones químicas. Estas informan la mínima relación en que reaccionan y se forman las sustancias, para una determinada reacción química. A partir de la escritura de una ecuación química en forma general, es posible interpretar la información que brinda, si se conoce el significado de los símbolos, por ejemplo: aA

+

tT

→

dD

+

eE

En esta ecuación, “a”, “t”, “d” y “e” representan a los coeficientes estequiométricos que, a nivel submicroscópico, indican el número de partículas (iones, átomos o moléculas) de cada sustancia que intervienen en la reacción y, a nivel macroscópico, el número de moles (cantidad de sustancia) de cada una. “A” y “T” representan a las fórmulas de las sustancias que reaccionan (reactivos) y “D” y “E”, a las fórmulas de las sustancias que se forman (productos). El signo “+” ubicado entre las fórmulas de los reactivos puede leerse: “reacciona con” o “se combina con”. La flecha en un solo sentido, indica que la reacción es completa, y puede leerse: “para dar”, “para formar” o “para obtener”. El signo “+”, ubicado entre las fórmulas de los productos, puede leerse: “junto con” o “junto a”. Las ecuaciones químicas permiten establecer relaciones cuantitativas entre las diferentes sustancias que intervienen en una reacción química, es decir, la relación estequiométrica entre reactivos y productos. En consecuencia, es posible conocer la cantidad de producto que puede obtenerse a partir de una determinada cantidad de reactivo o averiguar la cantidad de reactivo necesaria para formar una determinada cantidad de producto utilizando cálculos estequiométricos. 2

Química

A continuación, presentamos un ejemplo de una reacción química, con su interpretación y representación a nivel submicroscópico, y las relaciones cuantitativas entre las masas y las cantidades de las diferentes sustancias a nivel macroscópico. El metano, principal componente del gas natural, reacciona con el oxígeno del aire y forma dióxido de carbono y agua, si la combustión es completa. Esta reacción es exotérmica ya que se produce liberando calor. La ecuación que representa el proceso es: CH4 (g)

+

2 O2 (g)

CO2 (g)

+

2 H2O (g)

1 molécula

2 moléculas

1 molécula

2 moléculas

1 mol de moléculas

2 mol de moléculas

1 mol de moléculas

2 mol de moléculas

16,0 g

64,0 g

44,0 g

36,0 g

Nivel submicroscópico

Nivel macroscópico

Con esta información, la ecuación propuesta en el ejemplo puede leerse teniendo en cuenta: El nivel submicroscópico: o

Una molécula de metano reacciona con dos moléculas de oxígeno y forma una molécula de dióxido de carbono y dos moléculas de agua.

El nivel macroscópico: o Un mol de moléculas de metano reacciona con dos moles de moléculas de oxígeno y forma un mol de moléculas de dióxido de carbono y dos moles de moléculas de agua. o 16,0 g de metano reaccionan con 64,0 g de oxígeno y forma carbono y 36,0 g de agua.

44,0 g de dióxido de

A partir de lo planteado, proponemos algunas posibles relaciones estequiométricas que se establecen entre las distintas sustancias, por ejemplo: o

Un mol de metano reacciona 64,0 g de oxígeno.

o

Para formar 36,0 g de agua se necesitan 2 moles de moléculas de oxígeno.

o

44,0 g de dióxido de carbono se forman junto con 2 moles de moléculas de agua.

Las relaciones estequiométricas que brindan las ecuaciones químicas son las que permiten realizar los cálculos correspondientes, por eso es importante interpretarlas y escribirlas. 3

Química

En la práctica, al producirse una reacción química, puede ocurrir que: o

los reactivos que se utilizan se encuentran disueltos en soluciones acuosas o formando parte de una muestra o mineral.

o

los reactivos no se encuentren en la proporción necesaria. En el primer caso, es necesario conocer la masa de sustancia disponible. -

Si el reactivo se encuentra disuelto en una solución acuosa, hay que calcular la masa o cantidad de soluto en la solución.

-

Si el reactivo que se utiliza se encuentra formando parte de una muestra o mineral, hay que calcular la masa (de reactivo) presente, para lo cual es necesario conocer la pureza de la muestra. (La pureza de una muestra se expresa en porcentaje y es la masa de sustancia –pura- presente cada 100 g de muestra o mineral. Salvo que se aclare lo contrario, se considera que las impurezas son inertes)

En el segundo caso, si uno de los reactivos se encuentra en menor proporción con respecto a la relación estequiométrica se denomina reactivo limitante. La reacción se produce hasta que este reactivo se consume totalmente, lo que limita la cantidad de producto formada.


¿Qué características presentan las reacciones químicas? ¿Cuál es el significado de los términos que se utilizan en una ecuación química? ¿Qué información brinda una ecuación química? ¿Cómo afecta el rendimiento a una reacción química?

4

Química

Ejercicio explicado A continuación, presentamos un ejercicio y su resolución en el que integramos los contenidos de las Unidades 4, 5, 6 y 8, y mostramos una forma de relacionar la teoría con la práctica con la intención de ayudarlos a resolver ejercicios similares.

Se hacen reaccionar 350 g de una muestra que contiene plata (80,0 % de pureza) con 1,66 dm3 de solución de H2SO4 1,81 M. El rendimiento de la reacción es del 85,0 % y el gas producido se recoge en un recipiente de 12,0 dm3 a 25,0 ºC. La ecuación que representa a la reacción es: 2 Ag + 2H2SO4 (aq)

Ag2SO4 + 2H2O + SO2 (g)

a) Escriban la fórmula del agente oxidante e indiquen el cambio que se produce en el número de oxidación del elemento que se reduce. b) Identifiquen al reactivo en exceso y calculen la masa del mismo que queda sin reaccionar. c) Indiquen la cantidad, en moles, de agua que se forma. d) Calculen la presión que soporta el recipiente que contiene el gas obtenido. e) Si se utilizara la misma masa de otra muestra de plata que contiene un 25,0% de impurezas, manteniendo las demás condiciones, señalen si la presión ejercida por el gas obtenido será: mayor, menor o igual.

Resolución Para resolver los ejercicios de este tema, les sugerimos seguir la siguiente secuencia: Verificar que cuantitativas.

la

ecuación

esté

balanceada,

para

poder

establecer

las

relaciones

Anotar los datos e incógnitas con las unidades correspondientes. Es conveniente trabajar con las mismas unidades dadas en el enunciado. En algunos casos, los reactivos que se utilizan se encuentran disueltos en soluciones acuosas o formando parte de una muestra o mineral. En ambos casos, es necesario calcular la masa de sustancia disponible, es decir, la masa o cantidad de soluto en una solución y/o la masa pura en una muestra o mineral. Averiguar, cuando corresponda, cuál es el reactivo limitante. Relacionar los datos y las incógnitas con la estequiometría de la reacción y plantear los cálculos a partir del reactivo limitante. Aplicar el rendimiento a los productos, en los casos que se indique que la reacción tiene un rendimiento menor al 100 %.

a) Para escribir la fórmula del agente oxidante tenemos en cuenta que: o

el agente oxidante es la especie que contiene al elemento que se reduce;

o

este provoca la oxidación de la otra especie; 5

Química

o

la reducción es el proceso mediante el cual una especie gana electrones. El elemento que se reduce disminuye su número de oxidación.

A continuación, asignamos los números de oxidación que permiten identificar al agente oxidante. 2 Ag + 2 H2SO4 (ac) 0 +1+6 -2

Ag2SO4 + 2 H2O + SO2 (g) +1+6-2 +1-2 +4-2

La especie que contiene al elemento que se reduce es el H2SO4 (o SO 4 ) y es la que actúa 2

como agente oxidante. El elemento S disminuye su número de oxidación de +6, en el H2SO4, a +4 en el SO2. El ácido sulfúrico (H2SO4) es el agente oxidante porque oxida a la plata, aumentando su número de oxidación de 0 a +1. H2SO4 +6

SO2 +4

2

Rta: H2SO4 o SO 4 ; S: de +6 a +4

Importante Para resolver cálculos estequiométricos, es conveniente escribir la ecuación balanceada junto con las relaciones estequiométricas, los datos del enunciado y las incógnitas con sus respectivas unidades, que nos permitirán resolver el resto de los ítems.

En la siguiente tabla presentamos los datos y las incógnitas de este ejercicio. Ecuación balanceada Relaciones estequiométricas Datos del ejercicio Incógnitas

2 Ag + 2 H2SO4 (aq) 216 g (2 .108 g) 350 g 80,0% pureza

→

Ag2SO4

2 mol 1,66 dm3 sc 1,81 M

b) Rvo en exceso y masa sin reaccionar

+

2 H2O

+

SO2 (g)

2 mol

1 mol

c) nº mol

d) p SO2

Rto: 85,0%

b) Para identificar al reactivo en exceso y calcular la masa del mismo que queda sin reaccionar, comenzamos por averiguar la masa de plata (pura) presente en la muestra y la cantidad de H2SO4 disuelta en la solución. Para ello, proponemos los siguientes planteos:

6

Química

Cálculo de la masa de Ag (pura) Si de cada

100 g de muestra----hay------80,0 g Ag 350 g de muestra---------------x= 280 g de Ag

Cálculo de la cantidad de H2SO4 disuelto 1,00 dm3 sc ---hay disuelto----- 1,81 mol de st

Si en

1,66 dm3 sc-----------------------x = 3,00 mol de st

Como hay datos de los dos reactivos que intervienen en la reacción, es necesario averiguar cuál de los reactivos es el que se consume totalmente, es decir cuál es el reactivo limitante, por lo tanto planteamos: Si

216 g de Ag ----- reaccionan con----- 2,00 mol de H2SO4 280 g de Ag -----------------------------x=2,59 mol de H2SO4

Es decir, para que reaccionen totalmente los 280 g de Ag se necesitan solamente 2,59 moles de H2SO4. Como la solución contiene 3 moles de soluto disueltos, se deduce que este es el reactivo que está en exceso. Para determinar la masa de reactivo en exceso, es decir la masa de H2SO4 que queda sin reaccionar, conocemos la cantidad inicial, la cantidad que reacciona y la masa molar (M H2SO4 = 98,0 g/mol). Por lo tanto calculamos, primero, la cantidad de reactivo en exceso a partir de la siguiente expresión: n Rvo en exceso = n Rvo iniciales – n Rvo que reacciona n Rvo en exceso = 3,00 mol – 2,59 mol = 0,410 mol en exceso

Con este dato, determinamos su masa. Si

1,00 mol de H2SO4 ----tiene una masa de---- 98,0 g 0,410 mol de H2SO4 ------------------------------x = 40,2 g Rta: H2SO4; 40,2 g

c) Para indicar la cantidad, en moles, de agua que se forma, realizamos los cálculos correspondientes a partir del reactivo limitante. Como el H2O es un producto y la reacción tiene un rendimiento del 85,0 %, hay que calcular la cantidad de H2O que realmente se obtiene, es decir aquella que surge de averiguar el 85,0 % de la cantidad estequiométrica. Dicha cantidad es menor que la que se obtendría si el rendimiento fuera del 100 %. Si con

216 g de Ag ----se obtienen---- 2,00 mol de H2O 280 g de Ag ---se obtendrían--- x = 2,59 mol de H2O (Cantidad de H2O obtenida teóricamente cantidad estequiométrica-) 7

Química

Con el

100 % Rto ----se obtendrían -----2,59 mol de H2O 85,0 % Rto --- se obtienen -------x= 2,20 mol de H2O (Cantidad de H2O realmente obtenida) Rta: 2,20 mol de H2O

d) El gas obtenido es SO2, para calcular la presión que ejerce en un recipiente de 12,0 dm3 a 25,0ºC, averiguamos primero el número de moles de SO2 obtenidos realmente, y luego aplicamos la ecuación general del gas ideal ( P.V = n. R. T ). Si con

216 g de Ag ----se obtiene----- 1,00 mol de SO2 280 g de Ag ----se obtendrían- x=1,30 mol de SO2 (Cantidad de SO2 obtenida teóricamente)

Con el

100 %R ----se obtendrían -----1,30 mol de SO2 85,0 %R ---se obtienen---------x= x= 1,11 mol de SO2 (Cantidad de SO2 realmente obtenida)

Experimentalmente, se obtienen 1,11 mol de SO2, que nos permiten calcular la presión que ejercen en el recipiente.

P SO 2

P SO2

n SO 2 .R.T V 1,11mol . 0,082 dm3 .atm. K

-1

. mol -1. 298K

12,0 dm3

P SO2 = 2,26 atm Rta: 2,26 atm

e) Para señalar si la presión ejercida por el gas obtenido será mayor, menor o igual, analizamos qué ocurre con la presión que ejercería el gas formado, si se utilizara la misma masa de otra muestra de plata que contiene un 25,0% de impurezas, manteniendo las demás condiciones.

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Química

La plata es el reactivo limitante, por lo tanto, si disminuye la masa disponible, disminuye proporcionalmente la cantidad de producto obtenida. Al aumentar la impureza de la muestra, disminuye la pureza, por lo que la masa de plata (pura) disponible para reaccionar será menor. Dicha afirmación se puede demostrar a partir del siguiente planteo: Si de cada

100 g de muestra ---------75,0 g son de Ag 350 g de muestra ---------x= 262 g puros

Al disminuir la masa de Ag que reacciona, disminuye el número de moles de SO2 que se forman. Y, como la presión depende del número de moles del gas, cuando el volumen y la temperatura permanecen constantes, a menor número de moles, menor será el número de choques contra las paredes del recipiente que contienen el gas, y por eso la presión será menor. Rta: menor

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Química

Unidad 9 Equilibrio químico

Apuntes de la unidad En estos apuntes analizamos las características macroscópicas y microscópicas de las reacciones químicas que alcanzan el equilibrio en fase gaseosa, cómo se determina la constante de equilibrio, de qué variable depende y qué información nos brinda, a qué se llama cociente de reacción y cuáles son los factores que modifican el estado de equilibrio. Sugerimos comenzar por la lectura de la siguiente bibliografía, para el estudio y la profundización de los temas correspondientes a esta unidad: Di Risio, Cecilia y otros (2006), Capítulo 11: Equilibrio químico”, en Química Básica, Buenos Aires, Editorial CCC Educando.

Importante Los contenidos de esta unidad son fundamentales para integrarlos y aplicarlos en la resolución de ejercicios referentes a equilibrio ácido base.

Equilibrio Químico Reacciones químicas irreversibles y reversibles Un sistema se encuentra en estado de equilibrio si, a medida que transcurre el tiempo, no se observan cambios aparentes en las propiedades macroscópicas. Según las características del sistema, el equilibrio puede ser homogéneo o heterogéneo. Por ejemplo, si todas las sustancias intervinientes en una reacción se encuentran en estado gaseoso, el equilibrio es homogéneo. En los ejercicios de la Unidad 8 se establecieron relaciones entre las sustancias involucradas en una reacción química determinada, para lo cual, hemos supuesto que las mismas eran completas, es decir que ocurrían hasta que uno de los reactivos, por lo menos, reaccionaba completamente. Este tipo de reacciones se denominan irreversibles y ocurren en un solo sentido, de reactivos a productos.

1

Química

La mayoría de las reacciones químicas no son completas, es decir que los reactivos no se combinan completamente para formar productos. La reacción ocurre hasta alcanzar un estado de equilibrio. Este tipo de reacciones se denominan reversibles y ocurren en ambos sentidos, de reactivos a productos (reacción directa) y de productos a reactivos (reacción inversa). Una vez alcanzado el equilibrio, a nivel macroscópico no se observan cambios en el sistema, mientras que a nivel submicroscópico, las moléculas de reactivos reaccionan formando productos y las moléculas de productos reaccionan formando reactivos. En las ecuaciones químicas que representan a estas reacciones se utiliza una doble flecha entre las sustancias que reaccionan y las que se forman. Reactivos

⇄ Productos

Conceptos fundamentales sobre el equilibrio químico Es dinámico: permanentemente se producen las reacciones directa e inversa en forma simultánea. Presenta combinación incompleta: en el sistema en equilibrio deben encontrarse presentes todas las sustancias que intervienen en la reacción. Tiene composición invariable: mientras no se modifiquen ninguno de los factores del equilibrio, las concentraciones de reactivos y de productos en el sistema en equilibrio permanecen constantes.

Figura 1. Gráfico de concentraciónes en función del tiempo

Es reversible: se alcanza en ambos sentidos. Es móvil y desplazable: significa que es posible modificar la composición del sistema a través de la variación de alguno de los factores del equilibrio (concentración, temperatura y presión). Se alcanza cuando las velocidades de las reacciones directa e inversa se igualan.

2

Química

Para todos los sistemas en equilibrio existe una relación entre las concentraciones en equilibrio de todas las especies que participan en una determinada reacción, denominada constante de equilibrio (Kc). La constante de equilibrio es la relación entre el producto de las concentraciones molares de los productos, elevadas a sus respectivos coeficientes estequiométricos, y el producto de las concentraciones molares de los reactivos, elevadas a sus respectivos coeficientes estequiométricos. A partir de la siguiente ecuación química general, escribimos la expresión de Kc. a A(g)

+

t T(g)

⇄

d D(g)

+

e E(g)

El valor de la constante de equilibrio es propio de cada reacción química, se expresa sin unidades y depende de la temperatura, es decir, es constante a una determinada temperatura y presión e independiente de las concentraciones iniciales. El valor de Kc informa la tendencia que tiene una reacción a producir la reacción completa. Si Kc es mucho mayor que 1, indica que, en el equilibrio, las concentraciones de los productos son mayores que las de los reactivos, es decir, la reacción tiene un rendimiento alto y predomina la reacción directa. Por el contrario, si Kc es mucho menor que 1 indica que en el equilibrio las concentraciones de los reactivos son mayores que las de los productos, es decir la reacción tiene un rendimiento bajo y predomina la reacción inversa. Un concepto que se utiliza para predecir el sentido en que evoluciona una reacción química es el cociente de reacción (Qc), que expresa la relación entre las concentraciones de todas las especies de una reacción química en cualquier momento. La expresión de Qc para la ecuación química general propuesta anteriormente es:

El valor de Qc permite determinar si un sistema se encuentra en equilibrio o no, para lo cual es necesario compararlo con el valor de kc, de donde surgen dos posibilidades: que ambos valores sean iguales o que ambos sean diferentes. Si el valor de Qc es igual al valor de Kc, el sistema se encuentra en equilibrio. Mientras que si el valor de Qc es distinto al de Kc, el sistema no se encuentra en equilibrio, ya que las concentraciones molares de las sustancias que intervienen en la reacción corresponden a valores determinados antes de alcanzar el equilibrio. Es decir que si el sistema en estudio no se encuentra en equilibrio, la reacción química se está produciendo y las concentraciones de reactivos y de productos varían hasta que el sistema alcanza el equilibrio. En ese momento, el valor de Qc iguala el valor de Kc. Por lo tanto, es posible predecir en qué sentido evolucionará la reacción comparando ambos valores, como se propone a continuación: o

Si Qc < Kc, el sistema no se encuentra en equilibrio. Para alcanzar el equilibrio, el valor de Qc tiene que aumentar hasta igualar al valor de Kc, es decir que las concentraciones de los productos tienen que aumentar (por lo tanto, aumenta el numerador) y las 3

Química

concentraciones de los reactivos tienen que disminuir (por lo tanto, disminuye el denominador). El sistema evoluciona en el sentido de la reacción directa, hasta alcanzar el equilibrio. o

Si Qc > kc el sistema no se encuentra en equilibrio. Para alcanzar el equilibrio, el valor de Qc tiene que disminuir hasta igualar al valor de Kc, es decir que las concentraciones de los productos tienen que disminuir (por lo tanto, disminuye el numerador) y las concentraciones de los reactivos tienen que aumentar (por lo tanto, aumenta el denominador). El sistema evoluciona en el sentido de la reacción inversa, hasta alcanzar el equilibrio.

Importante El cociente de reacción se calcula en los casos en que se disponga de las concentraciones de todas las especies que intervienen en la reacción y no se informe que el sistema se encuentra en equilibrio.

Perturbaciones a un sistema en equilibrio Las perturbaciones que pueden afectar el estado de equilibrio de un sistema son variaciones de:

o

la concentración de alguna de las sustancias,

o

la presión (estado gaseoso),

o

la temperatura.

El principio de Le Chatelier establece que “si a un sistema en equilibrio se lo somete a una perturbación externa, este evoluciona de manera tal de contrarrestar dicha perturbación hasta alcanzar un nuevo estado de equilibrio”.

Analizamos cada una de las perturbaciones: o

Variación de la concentración. Si a un sistema en equilibrio se le modifica la concentración de alguna de las sustancias a temperatura y volumen constante (por ejemplo, si se agrega más cantidad de reactivo o producto al sistema), este evoluciona contrarrestando la perturbación, es decir que reacciona parte de la sustancia agregada de manera de alcanzar un nuevo estado de equilibrio.

o

Es posible predecir la evolución de un sistema, al modificar alguna de las concentraciones de las sustancias intervinientes, comparando el valor de Qc con el valor de Kc.

o

Variación de la presión. Por lo general, una modificación de la presión en un sistema en equilibrio en estado gaseoso, originará un desplazamiento del punto de equilibrio en la dirección que tienda a contrarrestar la perturbación producida. Por ejemplo, si a un sistema en equilibrio se le aumenta la presión, a temperatura constante, en un recipiente de volumen fijo (recipiente rígido), solo es posible que el sistema 4

Química

contrarreste la perturbación, disminuyendo la presión. Es decir, este evoluciona en el sentido de la reacción que favorezca la formación del menor número de moléculas (según los coeficientes estequiométricos de la ecuación), ya que al disminuir el número de moléculas de gas que chocan contra las paredes del recipiente, disminuye la presión. Mientras que si a un sistema en equilibrio se le disminuye la presión, a temperatura y volumen constantes, este evoluciona en el sentido de la reacción que favorezca la formación del mayor número de moléculas (según los coeficientes estequiométricos de la ecuación). o

Variación de la temperatura. Para analizar cómo evoluciona un sistema en equilibrio al variar la temperatura, hay que considerar si la reacción es endotérmica (absorbe calor) o exotérmica (libera calor) en un determinado sentido. Si una reacción química reversible es endotérmica en un sentido, es exotérmica en el sentido contrario, en forma general puede representarse del siguiente modo:

Reactivos

Exotérmica

Productos

Endotérmica

Reactivos

Endotérmica

Productos

Exotérmica

Si se aumenta la temperatura a un sistema en equilibrio, este evoluciona contrarrestando la perturbación en el sentido de la reacción endotérmica, que absorbe calor, y disminuye la temperatura. Si se disminuye la temperatura a un sistema en equilibrio, este evoluciona contrarrestando la perturbación en el sentido de la reacción exotérmica, que libera calor, y aumenta la temperatura.

Importante Los cambios de concentración o de presión producen variaciones en el equilibrio sin alterar el valor de Kc. Mientras que, si se modifica la temperatura de un sistema en equilibrio, el valor de Kc cambia, debido a que este depende de la temperatura.

A continuación, presentamos un ejemplo de una reacción química reversible. En la actualidad, la producción de amoníaco se destina, por ejemplo, para fabricar abonos, plásticos, explosivos, pulpa y papel, alimentos y bebidas, artículos de limpieza domésticos, refrigerantes, etc.. El proceso consiste en la reacción directa entre el nitrógeno y el hidrógeno gaseosos. La ecuación que representa el proceso es: N2(g)

+

3 H2(g)

⇄

2 NH3 (g)

Si la reacción química considerada es una reacción reversible, las relaciones estequiométricas permiten determinar las cantidades de reactivos que se consumen y la cantidad de producto 5

Química

obtenida (para lo cual es importante plantear la evolución del sistema en forma general). Si consideramos que se ponen a reaccionar cantidades iguales de hidrógeno y nitrógeno, el planteo es el siguiente: N2(g)

+

3 H2(g)

⇄

2 NH3 (g)

Estado inicial

Ci

Ci

0

Estado de equilibrio

Ci – x

Ci – 3x

2x

Referencias: Ci es la cantidad de cada reactivo / dm3 que se coloca inicialmente (concentración molar inicial). x es la cantidad de nitrógeno/ dm3 que se consume para formar amoníaco. 3x es la cantidad de hidrógeno / dm3 que se consume para formar amoníaco. 2x es la cantidad de amoníaco / dm3 que se forma (concentración molar en el equilibrio). Ci – x es la cantidad de nitrógeno/ dm3 que queda en el equilibrio (concentración molar en el equilibrio). Ci – 3x a la cantidad de hidrógeno / dm3 que queda en el equilibrio (concentración molar en el equilibrio).

Importante El número que multiplica a “x” coincide con el coeficiente estequiométrico correspondiente a cada especie. Las concentraciones de las distintas sustancias en el equilibrio nunca pueden valer cero (no puede consumirse totalmente ninguno de los reactivos).

A continuación representamos, con modelos de esferas, una mínima porción del sistema final, en el que se encuentran presentes las tres sustancias intervinientes en la reacción, lo que queda de hidrógeno y de nitrógeno sin reaccionar, y el amoníaco formado.

Figura 2. Representación submicroscópica del sistema en equilibrio

6

Química

Para afianzar los contenidos de esta unidad A continuación, les proponemos una serie de preguntas que deberían poder responder después de haber estudiado los temas que corresponden a esta unidad. ¿Qué significa que un sistema se encuentre en equilibrio? ¿Cuáles son las características de un sistema que se encuentra en equilibrio? ¿Qué información proporciona la constante de equilibrio (Kc) acerca del rendimiento de la reacción? ¿Cómo se determina el sentido de una reacción química utilizando el cociente de reacción (Qc)? ¿Cuáles son los factores que pueden desplazar la posición de un sistema en equilibrio? ¿cuál de éstos hace variar el valor de Kc?

Ejercicio explicado A continuación, presentamos un ejercicio y su resolución en el que integramos los contenidos de las Unidades 4, 5, 8 y 9, y mostramos una forma de relacionar la teoría con la práctica con la intención de ayudarlos a resolver ejercicios similares. En un recipiente de 10,0 dm3 se coloca una mezcla compuesta por 1,84 mol de nitrógeno gaseoso y 1,02 mol de oxígeno gaseoso. Se calienta el sistema hasta la temperatura T, alcanzándose el equilibrio representado por: N2(g) + O2(g) ⇄ 2 NO (g) Una vez establecido el equilibrio, se determina que reaccionaron 0,0200 mol de N2(g), en esas condiciones. a) Calculen Kc a la temperatura T. b) Determinen la cantidad, en moles, de oxígeno (g) presente en el equilibrio. c) Determinen la [NO] en el equilibrio. d) Si al sistema en equilibrio se le agrega N2 (g), indiquen si la [O2] aumenta, disminuye o no cambia. Justifiquen la respuesta. e) Indiquen si el valor de Kc aumenta, disminuye o no cambia, al aumentar la temperatura, sabiendo que la reacción es exotérmica. Justifiquen la respuesta.

7

Química

Resolución Para resolver los ejercicios correspondientes a este tema, es conveniente comenzar destacando los datos proporcionados, las incógnitas solicitadas y plantear la evolución del sistema en forma general. Datos V = 10,0 dm3 n N2 = 1,84 mol n O2 = 1,02 mol n N2 que reaccionan= 0,0200 mol

Incógnitas Kc n O2 en el equilibrio [NO] en el equilibrio [O2] aumenta, disminuye o no cambia al agregar N2(g). Justificar la respuesta. el valor de Kc aumenta, disminuye o no cambia, al aumentar T. Justificar la respuesta.

reacción exotérmica

A continuación, planteamos la evolución del sistema en forma general:

N2(g)

+

O2(g)

⇄

2 NO (g)

Estado inicial

Ci

Ci

0

Estado de equilibrio

Ci – x

Ci – x

2x

Referencias: Ci: cantidad inicial x: cantidad que reacciona 2x: cantidad presente en el equilibrio Ci – x: cantidad que queda en el equilibrio

a) Para calcular el valor de Kc, planteamos su expresión y reemplazamos las concentraciones molares de todas las sustancias presentes en el equilibrio. La expresión de la constante de equilibrio es:

La concentración molar (M) de cada sustancia la podemos averiguar con la siguiente expresión: M

n V(dm3 )

Ahora, calculamos las concentraciones molares iniciales, Ci, que nos permiten determinar, las concentraciones molares de las sustancias en el equilibrio. [N2 ]

1,84 mol 3

10,0 dm

0,184M

[O2 ]

1,02 mol 3

10,0 dm

0,102M

Importante La fórmula de una sustancia entre corchetes indica que la concentración es molar.

8

Química

Al calcular las concentraciones molares de las sustancias en el equilibrio, tenemos en cuenta que de 1,84 moles iniciales, reaccionaron 0,0200 moles de nitrógeno (x). Para conocer la molaridad del N2 presente en el equilibrio, Ci – x, ambos valores tienen que estar expresados en la misma unidad.

[N2 ] (que reaccionó)

0,0200 mol

2,00 . 10-3 M

3

10,0 dm

Determinamos la concentración molar de cada sustancia presente en el equilibrio para reemplazar los valores en la expresión de Kc. [N2]eq = Ci – x = 0,184M – 2,00 . 10-3 M = 0,182M [O2]eq = Ci – x = 0,102M – 2,00 . 10-3 M = 0,100M [NO]eq = 2x = 2,00 . 10-3 M = 4,00 . 10-3 M N2(g) Estado inicial Estado de equilibrio

+

O2(g)

⇄

2 NO (g)

0,184 M

0,102 M

0

0,184M – 2,00 . 10-3 M 0,182 M

0,102M – 2,00 . 10-3 M 0,100 M

2 . 2,00 . 10-3 M 4,00 . 10-3 M

Reemplazamos las concentraciones molares en la expresión de Kc. Kc

(4,00 . 10-3)2 (0,182 . 0,100)

Kc = 8,79 . 10-4 Rta: Kc = 8,79 . 10-4

b) En este ítem se pide calcular el número de moles de O2 presente en el equilibrio, para lo cual tenemos en cuenta que:

o

[O2]eq = Ci – x = 0,102M – 2,00 . 10-3 M = 0,100M,

o

el número de moles de oxígeno presente depende del volumen del recipiente y de la concentración molar, por lo tanto, calculamos la cantidad de oxígeno en un recipiente de 10,0 dm3.

Como [O2]eq = 0,100M, implica que: 1,00 dm3 ------------- 0,100 mol 10,0 dm3 --------------x = 1,00 mol

Rta: nO2 eq = 1,00 mol

9

Química

c) La [NO]eq fue determinada en el primer ítem. [NO]eq = 2x = 2. 2,00 . 10-3 M = 4,00 . 10-3 M Rta: [NO]eq = 4,00 . 10-3 M

d) La siguiente explicación es la justificación de la respuesta. Si se añade más cantidad de reactivo al sistema, este evoluciona contrarrestando la perturbación. Es decir, parte del nitrógeno agregado reacciona con el oxígeno, formando producto (NO), hasta alcanzar un nuevo estado de equilibrio. Por lo tanto, la concentración de oxígeno disminuye. Otra forma de analizar esta perturbación es considerar que si aumenta la concentración de reactivo, entonces Qc < Kc. Para alcanzar el equilibrio, el valor de Qc tiene que aumentar hasta igualar al valor de Kc. Es decir que la concentración del producto (NO) aumenta y las concentraciones de reactivos disminuyen. El sistema evoluciona en el sentido de la reacción directa. La concentración de oxígeno disminuye. Rta: [O2] disminuye

e) La siguiente explicación es la justificación de la respuesta. Para indicar si el valor de Kc se modifica o no, tenemos en cuenta que la reacción es exotérmica y que si se aumenta la temperatura a un sistema en equilibrio, este evoluciona contrarrestando la perturbación en el sentido de la reacción endotérmica, que absorbe calor y disminuye la temperatura.

N2(g) + O2(g)

Exotérmica

2 NO (g)

Endotérmica

Por lo tanto, para esta reacción, el sistema evoluciona en el sentido de la descomposición del NO (reacción inversa), es decir que la concentración del producto disminuye y la de los reactivos aumenta. Por lo tanto, al considerar la expresión de Kc, deducimos que su valor disminuye.

Rta: Kc disminuye

10

Química

Unidad 10 Ácidos y bases

Apuntes de la unidad En estos apuntes analizaremos el carácter ácido o básico de diferentes soluciones acuosas, la fuerza de un ácido y de una base, la escala de pH y el comportamiento de las soluciones reguladoras de pH. Sugerimos comenzar por la lectura de la siguiente bibliografía, para el estudio y la profundización de los temas correspondientes a esta unidad: Di Risio, Cecilia y otros (2006), Capítulo 12: Ácidos y bases, en Química Básica, Buenos Aires, Editorial CCC Educando, 2006 (o ediciones posteriores).

Importante En esta unidad se integran los contenidos del resto de las unidades.

Ácidos y bases Cotidianamente utilizamos diferentes ácidos y bases que forman parte de alimentos, productos de limpieza, medicamentos, etc. Por ejemplo, el vinagre, los cítricos, la aspirina y las bebidas cola contienen ácidos; mientras que el polvo para hornear, los destapacañerías, los jabones y los detergentes contienen bases. El estudio y el conocimiento de la acidez y la basicidad de las soluciones son importantes, pues estas intervienen en una gran cantidad de procesos químicos, biológicos e industriales, como por ejemplo: la lluvia ácida, las relaciones ácido-base en los fluidos corporales, la fabricación de productos químicos, fertilizantes y papel. Muchas de las reacciones químicas que se llevan a cabo en procesos biológicos en los seres vivos, en procesos industriales y en procesos naturales, son muy sensibles a las variaciones del pH. La sangre humana, que es uno de los ejemplos más importantes de soluciones reguladoras, tiene un pH regulado a 7,40 aproximadamente, es decir, ligeramente básica. Una pequeña variación de ese valor de pH, es una amenaza para la vida. El agua de mar, es otro ejemplo de soluciones amortiguadoras o reguladoras, que cerca de la superficie tiene un pH regulado entre 8,10 y 8,30.

Química

A lo largo de la historia, muchos científicos investigaron las propiedades de los ácidos y las bases. De este modo, surgieron diferentes teorías para explicar el comportamiento de estos compuestos en solución. Las más relevantes son la Teoría de Arrhenius, la Teoría ácido-base de Brönsted y Lowry y la Teoría de Lewis. En esta unidad, utilizamos la Teoría ácido-base de Brönsted y Lowry. Según esta teoría, se denomina ácido a la especie (molécula o ion) capaz de ceder cationes hidrógeno y se denomina base a la especie (molécula o ion) capaz de aceptar cationes hidrógeno. A partir de las definiciones, es posible deducir que los ácidos ceden iones hidrógeno, si existen especies que los puedan captar (bases), y que las bases captan iones hidrógeno, si existen especies que los puedan ceder (ácidos). La transferencia de un catión hidrógeno de una especie química a otra se denomina reacción ácido-base. La especie que cede iones hidrógeno (ácido) y la especie que se forma, al ceder el ion hidrógeno (base), se denominan par ácido/base conjugado y su estructura se diferencia en un ion hidrógeno.

Soluciones acuosas de ácidos y bases A continuación analizamos el comportamiento submicroscópico en soluciones acuosas de ácidos y de bases: Al disolver un ácido en agua, se produce una reacción ácido-base, en la que las moléculas de ácido ceden iones hidrógeno a las moléculas de agua que actúan como base, formando iones oxonio (H3O+) y aniones. Este proceso se denomina ionización y puede ser total (completa) o parcial (incompleta), dependiendo de la naturaleza del ácido. En forma general, la reacción puede representarse por las siguientes ecuaciones: HA + H2O → H3O+ + A– Ácido1 Base2 Ácido2 Base1

HX + H2O ⇄ H3O+ + X– Ácido1 Base2 Ácido2 Base1

Ionización total

Ionización parcial

Al disolver una base en agua, se produce una reacción ácido-base, en la que la base capta un ion hidrógeno proveniente del agua que actúa como ácido. En forma general, la reacción puede representarse por las siguientes ecuaciones: M(OH)x

H2O

Mx+ (aq) + xOH– (aq)

B + H2O ⇄ BH+ + OH– Base1 Ácido2 Ácido1 Base2

Disociación completa

En las ecuaciones Ácido2/Base2.

propuestas,

Ionización parcial

los

pares

ácido/base

conjugado

son:

Ácido 1/Base1

y

Del análisis efectuado, surge que al disolver un ácido en agua, esta actúa como base y al disolver una base en agua, esta actúa como ácido. Es decir, el agua es una sustancia anfótera ya que puede actuar como ácido y también como base, dependiendo de las condiciones de la reacción.

2

Química

Autoionización del agua El agua, al igual que otras sustancias, tiene la propiedad de autoioniozarse, es decir que algunas moléculas de agua reaccionan formando iones oxonio (H 3O+) y iones hidróxido (OH–). La ecuación que representa el proceso es: H2O + H2O ⇄ H3O+ + OH– Ácido1 Base2 Ácido2 Base1 La representación con modelos de esferas es:

Figura 1. Representación de la autoionización del agua con modelos de esferas

La reacción entre las moléculas de agua es espontánea. A temperatura ambiente, alrededor de 2 de cada 109 moléculas están ionizadas en un momento dado.1 La constante de equilibrio para esta reacción es: Kw = [H3O+] . [OH–] Kw es la constante de ionización del agua y a 25,0 ºC su valor es 1,00 . 10 –14. Este valor permite afirmar que el agua está formada, casi en su totalidad, por moléculas de agua y por muy pocos iones oxonio e hidróxido. A partir de la expresión de la constante de ionización del agua y de su valor, se determinan las concentraciones molares de los iones a 25,0 ºC. [H3O+] = [OH–] = 1,00 . 10–7 M = 0,000000100 M Las concentraciones indicadas corresponden al agua “pura”, sin embargo, estas pueden ser modificadas al disolver una determinada sustancia en agua. Por ejemplo: - al disolver un ácido en agua, la [H3O+] es mucho mayor que la [OH–] y además es mayor a 1,00 . 10–7 M. - al disolver una base en agua, la [OH–] es mucho mayor que la [H3O+] y además es mayor a 1,00 . 10–7 M. Por lo tanto, las soluciones se clasifican en ácidas, básicas y neutras según los valores de las concentraciones molares de iones oxonio e hidróxido. A continuación, resumimos la información que es necesario tener en cuenta para dicha clasificación: o

Una solución es neutra si la [H3O+] es igual a la [OH–] e igual a 1,00 . 10–7 M

1

Brown, Theodore L. LeMay Eugene Jr, Bursten Bruce E. Burdge, Julia R. (2004), Química: La ciencia central, Pearson Educación, Mexico.

3

Química

o

Una solución es ácida si la [H3O+] es mucho mayor a la [OH–] y además la [H3O+] es mayor a 1,00 . 10–7 M.

o

Una solución es básica si la [OH–] es mucho mayor a la [H3O+] y, además, la [OH–] es mayor a 1,00 . 10–7 M.

Escala de pH Habitualmente utilizamos soluciones acuosas diluidas en las que las concentraciones molares de los iones oxonio e hidróxido pueden variar entre 0,100 M y 1 . 10-13 M, por este motivo, se introdujo el concepto de pH (potencial de hidrógeno), que permite expresar el grado de acidez o basicidad de una solución con números de fácil lectura. El operador matemático p (p = - log), puede ser aplicado a cualquier variable, de modo que px = - log x. Por ejemplo, al aplicarlo a las concentraciones molares de iones oxonio e hidróxido, se obtienen las siguientes expresiones: pH = - log [H3O+]

pOH = – log [OH–]

A 25 ºC, la escala de pH para soluciones diluidas comprende valores entre 0 y 14,00. Cabe mencionar que existen soluciones en las que los valores de pH son menores que 0 ó mayores que 14,00. o

Una solución es neutra, si el pH es igual a 7,00 pues la [H3O+] es igual a la [OH–] e igual a 1,00 . 10–7 M, por lo tanto: pH = - log [H3O+] pH = -log 1,00 . 10–7 M pH = 7,00

o

Una solución es ácida, si el pH es menor a 7,00 pues la [H3O+] es mayor a 1,00 . 10–7 M. Cuanto mayor es la [H3O+], mayor es la acidez y menor es el pH.

o

Una solución es básica, si el pH es mayor a 7,00 pues la [H3O+] es menor a 1,00 . 10–7 M. Cuanto menor es la [H3O+], menor es la acidez y mayor es el pH.

Otra forma de expresar el grado de acidez o basicidad de una solución es utilizar la escala de pOH. A 25 ºC, dicha escala comprende valores entre 0 y 14,00 para soluciones diluidas. Es posible expresar valores de pH y de pOH para una solución determinada. Esto se debe a que en las soluciones acuosas ácidas, básicas y neutras siempre hay iones oxonio e hidróxido, provenientes de la autoionización del agua y que el producto de sus concentraciones molares es igual a 1,00 . 10-14, el valor de Kw. Kw = [H3O+] . [OH–] En consecuencia, aplicando el operador p en ambos miembros de la igualdad, se obtiene la siguiente expresión: pKw = pH + pOH A 25,0 ºC, pKw = 14,00 4

Química

Por lo tanto: pH + pOH = 14,00

En la siguiente tabla, presentamos los intervalos de pH, pOH y concentración de iones oxonio e hidróxido, para soluciones ácidas y básicas, y los valores correspondientes para las soluciones neutras. Solución

[H3O+]

pH

pOH

[OH–]

Neutra

[H3O+] = 1,00 .10–7 M = [OH–]

7,00

7,00

[OH–] = 1,00 .10–7 M = [H3O+]

Menor

Mayor

a

a

7,00

7,00

Mayor

Menor

a

a

7,00

7,00

Ácida

Básica

[H3O+] > [OH–] y [H3O+] > 1,00 .10–7 M [H3O+] < [OH–] y [H3O+] < 1,00 .10–7 M

[OH–] > [H3O+] y [OH–] > 1,00 .10–7 M [OH–] < [H3O+] y [OH–] < 1,00 .10–7 M

Características de ácidos y bases A continuación, mencionamos algunos conceptos fundamentales sobre el equilibrio ácido-base, que encontrarán desarrollados en la bibliografía. Los ácidos y las bases se clasifican en fuertes y débiles.

Ácidos Los ácidos fuertes son sustancias que, en solución acuosa, están ionizados en forma total o prácticamente total. Por lo tanto, el número de iones presente en la solución proviene del número de moléculas ionizadas y las concentraciones molares de los iones dependen de la concentración molar del ácido (Ca) en la solución inicial. La ecuación que representa el proceso se escribe como una reacción completa, separando a los reactivos de los productos por una flecha en un solo sentido. HA + H2O

→

H3O+ + A–

En una solución acuosa de un ácido fuerte, prácticamente no existen moléculas de ácido sin ionizar. El ácido clorhídrico (HCl), el ácido sulfúrico (H2SO4) y el ácido nítrico (HNO3) son ejemplos de ácidos fuertes. En el siguiente esquema presentamos, utilizando modelos de esferas, las especies presentes en una solución de un ácido fuerte (HA).

5

Química

Figura 2. Representación de una solución de un ácido fuerte

Los ácidos débiles son sustancias que en solución acuosa están ionizados parcialmente. Por lo tanto, el número de iones presente en la solución proviene del número de moléculas ionizadas y las concentraciones molares de los iones son menores que la concentración molar del ácido (Ca) en la solución inicial. Por eso, la ecuación que representa el proceso se escribe como una reacción incompleta o reversible, separando a los reactivos de los productos por una doble flecha en ambos sentidos. HX + H2O ⇄ H3O+ + X– En una solución acuosa de un ácido débil existen moléculas de ácido sin ionizar en equilibrio con los iones provenientes de la ionización. El ácido nitroso (HNO2), el ácido fluorhídrico (HF) y los ácidos carboxílicos, como el ácido acético o etanoico (CH 3COOH), son ejemplos de ácidos débiles. En el siguiente esquema presentamos, utilizando modelos de esferas, las especies presentes en una solución de un ácido débil (HX).

Figura 3. Representación de una solución de un ácido débil

6

Química

Los equilibrios que se establecen en las soluciones de ácidos débiles (iónicos), presentan todas las características de los equilibrios químicos mencionados en la Unidad 9. Por lo tanto, la constante de equilibrio correspondiente recibe el nombre de constante de acidez o constante de ionización. Su símbolo es Ka y, en forma general, su expresión es:

Ka

[H3O ].[X ] [HX]

La constante de acidez es una medida de la fuerza del ácido. Cuanto mayor es su valor, mayor es la concentración de los iones presentes en la solución. Es decir que cuanto mayor es el Ka, mayor es la [H3O+], mayor es la acidez y menor es el pH.

Bases Las bases fuertes son sustancias iónicas que en solución acuosa están totalmente disociadas. Por lo tanto, el número de iones presente en la solución proviene del número de unidades fórmula disociadas y las concentraciones molares de los iones dependen de la concentración molar de la base (Cb) en la solución inicial. La ecuación que representa el proceso se escribe como una reacción completa. En solución acuosa, las bases fuertes más comunes son los hidróxidos de los metales de los grupos 1 (IA) y 2 (IIA). M(OH)

x

Mx+ (aq) + xOH–(aq)

H2O

En una solución acuosa de una base fuerte, prácticamente no existe el hidróxido metálico sin disociar. El hidróxido de sodio (NaOH), el hidróxido de potasio (KOH) y el hidróxido de calcio (Mg(OH)2) son ejemplos de bases fuertes. Las bases débiles son sustancias que en solución acuosa están ionizados parcialmente. Por lo tanto, el número de iones presente en la solución proviene del número de moléculas ionizadas y las concentraciones molares de los iones son menores que la concentración molar de la base (Cb) en la solución inicial. La ecuación que representa el proceso se escribe como una reacción incompleta o reversible. B

+ H2O

⇄

BH+ + OH–

En una solución acuosa de una base débil existen moléculas de base sin ionizar, en equilibrio con los iones provenientes de la ionización. El amoníaco (NH 3), las aminas y las amidas son ejemplos de bases débiles. La constante de equilibrio correspondiente, cuyo símbolo es Kb, recibe el nombre de constante de basicidad o constante de ionización y, en forma general, su expresión es:

Kb

[OH- ].[BH ] [B]

La constante de basicidad es una medida de la fuerza de la base. Cuanto mayor es su valor, mayor es la concentración de los iones presentes en la solución. Es decir que cuanto mayor es el Kb, mayor es la [OH–], mayor es la basicidad, menor es el pOH y mayor es el pH. Se denomina grado de ionización (α) a la relación entre la cantidad de ácido o base ionizados y la cantidad disuelta. Dado que la cantidad ionizada es menor que la disuelta, es un número entre 0 y 1. Suele expresarse en forma porcentual y se indica α %. 7

Química

Cuanto más fuerte es un ácido (débil), mayor es el grado de ionización, es decir que mayor es la tendencia a producir la reacción directa, en consecuencia, menor es la tendencia de su base conjugada a producir la reacción inversa. Por consiguiente, cuanto más fuerte es un ácido, más débil es su base conjugada. Cuanto más fuerte es una base (débil), mayor es el grado de ionización, es decir que mayor es la tendencia a producir la reacción directa, en consecuencia, menor es la tendencia de su ácido conjugado a producir la reacción inversa. Por consiguiente, cuanto más fuerte es una base más débil es su ácido conjugado. La relación entre la fuerza de un ácido y la de su base conjugada se hace evidente en la siguiente expresión: Kw = Ka . Kb Si se aplica el operador p a ambos miembros de la igualdad, resulta: pKw = pKa + pKb pKw (25,0ºC ) = 14,00 14,00 = pKa + pKb Importante En todas las soluciones acuosas de ácidos y bases, fuertes y débiles, siempre están presentes las siguientes especies: moléculas de agua, iones oxonio y iones hidróxido, producto de la ionización del agua.

En la siguiente tabla comparamos, en forma general, algunas características de los ácidos fuertes y débiles.

8

Química

Ácido

Fuerte

Débil

Ionización

Completa (no hay equilibrio)

Parcial (sistema en equilibrio)

Grado de ionización

α=1

0<α<1

Ecuación de ionización

HA + H2O

H3O+ + A–

HX + H2O ⇄ H3O+ + X–

HA/A–

Pares ácido/base conjugados

HX/X–

+

Especies presentes en la solución

H3O /H2O

H3O+ /H2O

H2O/OH–

H2O/OH–

H2O, H3O+, OH–, A–

HX, X–, H2O, H3O+, OH–

No quedan moléculas de ácido sin ionizar

En el equilibrio, quedan moléculas de ácido sin ionizar

HA + H2O Evolución del sistema en forma general

→

i)

Ca

f) ----

→

H3O+ + A– (1.10-7M) Ca

Ca

H3O+ + X–

HX + H2O ⇄ i)

(1.10-7M)

Ca

eq) Ca-x

x

x

x es menor que Ca +

Ca = [HA]i= [H3O ]f

Ca = [HA]i Ca – x= [HA]eq x = [H3O+]eq = [X–]

pH = - log [H3O+]

pH = - log [H3O+]

pH = - log Ca

pH = - log x

Cálculo de pH El valor x puede obtenerse a partir de la expresión de Ka. Referencias i) sistema inicial f) sistema final eq) sistema en equilibrio Ca: concentración molar x: cantidad de moléculas de ácido ionizadas por cada L de solución y cantidad de iones por cada L de solución.

A partir de las comparaciones realizadas, planteamos algunas generalidades que surgen al comparar soluciones de diferentes ácidos de igual concentración molar inicial y soluciones de diferentes ácidos que tengan el mismo valor de pH. Comparamos soluciones de igual concentración molar (Ca): o

Si se tiene una solución acuosa de un ácido fuerte y una solución acuosa de un ácido débil de igual concentración molar (Ca), el aporte de iones oxonio es diferente dado que el grado de ionización del ácido fuerte es mayor al del ácido débil. En consecuencia, la [H3O+] es mayor en la solución de ácido fuerte, el pH es menor y la solución es más ácida.

o

Si se tienen dos soluciones acuosas de ácidos débiles diferentes de igual concentración molar (Ca), el aporte de iones oxonio es diferente, dado que el grado de ionización de ambos ácidos débiles también lo es. La constante de acidez es una medida de la fuerza del ácido. Cuanto mayor es su valor, mayor es la concentración de los iones

9

Química

presentes en la solución. Es decir que cuanto mayor es el Ka (o menor es el pKa), mayor es la [H3O+], mayor es la acidez y menor es el pH. Comparamos soluciones con el mismo valor de pH: o

Si el pH de soluciones de distintos ácidos es el mismo, significa que la concentración de iones oxonio también lo es. Si los ácidos tienen distinta fuerza ácida, las concentraciones molares iniciales (Ca) de los ácidos tienen que ser diferentes. Para que el ácido más débil (Ca) aporte la misma concentración de iones oxonio que el ácido más fuerte, tiene que tener mayor concentración molar inicial.

En la siguiente tabla comparamos, en forma general, algunas características de las bases fuertes y débiles. Base

Fuerte

Débil

Ionización

Disociación completa (no hay equilibrio)

Ionización parcial (sistema en equilibrio)

Grado de ionización

α=1

0<α<1

Ecuación de ionización

M(OH)x

H2 O

x+

M + x OH

Pares ácido/base conjugados

H3O+ /H2O

Especies presentes en la solución

H2O, H3O+, OH–, Mx+

Evolución del sistema en forma general

–

B + H2O ⇄

H3O+ /H2O H2O/OH– B, BH+, H2O, H3O+, OH–

No queda hidróxido sin disociar H2O

f) ----

–

BH+/B

H2O/OH–

M(OH)x i) Cb

+

BH + OH

Mx+ + x OH– (1.10-7M) Cb

xCb

En el equilibrio quedan moléculas de base sin ionizar B i)

+ H2O

BH+ +

⇄

OH–

(1.10-7M)

Cb

eq) Cb-x

x

x

x es menor que Cb

Cb = [M(OH)x]i [OH–]f = xCb

Cb = [B]i Cb – x= [B]eq x = [BH+]eq = [OH–]

Cálculo de pH

pOH = - log [OH–]

pOH = - log [OH–]

pOH = - log xCb

pOH = - log x

pH = pKw - pOH

El valor x puede obtenerse a partir de la expresión de Kb. pH = pKw – pOH

Referencias i) sistema inicial f) sistema final eq) sistema en equilibrio Cb: concentración molar x: cantidad de moléculas de base ionizadas por cada L de solución y cantidad de iones por cada L de solución.

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Química

A partir de las comparaciones realizadas, planteamos algunas generalidades que surgen al comparar soluciones de diferentes bases de igual concentración molar inicial y soluciones de diferentes bases que tengan el mismo valor de pH. Comparamos soluciones de igual concentración molar (Cb):

o Si se tiene una solución acuosa de una base fuerte y una solución acuosa de una base débil de igual concentración molar (Cb), el aporte de iones hidróxido es diferente, dado que la base fuerte se encuentra totalmente disociada mientras que la base débil se encuentra parcialmente ionizada. En consecuencia, la [OH-] es mayor en la solución de la base fuerte, el pOH es menor, el pH es mayor y la solución es más básica.

o Si se tienen dos soluciones acuosas de bases débiles diferentes, de igual concentración molar (Cb), el aporte de iones hidróxido es diferente, dado que el grado de ionización de ambas bases débiles también lo es. La constante de basicidad es una medida de la fuerza de la base. Cuanto mayor es su valor, mayor es la concentración de los iones presentes en la solución. Es decir que cuanto mayor es el Kb (o menor es el pKb), mayor es la [OH-], mayor es la basicidad, menor es el pOH y mayor el pH. Comparamos soluciones con el mismo valor de pH o

Si el pH de soluciones de distintas bases es el mismo, el pOH también lo es. Esto significa que la concentración de iones hidróxido es la misma. Si las bases tienen distinta fuerza básica, las concentraciones molares iniciales (Cb) de las bases tienen que ser diferentes. Para que la base más débil aporte la misma concentración de iones hidróxido que la base más fuerte, tiene que tener mayor concentración molar inicial (Cb).

Soluciones reguladoras de pH (Buffer) A continuación, mencionamos algunos conceptos fundamentales reguladoras de pH, que encontrarán desarrollados en la bibliografía.

sobre

las

soluciones

Una solución reguladora es aquella que tiene la propiedad de amortiguar o regular el cambio de pH que se produce cuando se agrega al sistema una pequeña cantidad de un ácido fuerte o de una base fuerte, a diferencia de lo que ocurre si estas sustancias fueran agregadas al agua pura donde se produciría una gran variación de pH. En el siguiente esquema, se presenta la variación de pH de dos sistemas, un litro de agua y un litro de una solución reguladora, luego del agregado de una misma cantidad de ácido clorhídrico (1 . 10 -3 mol de HCl).

11

Química

Figura 4. Variación de pH

Las soluciones reguladoras están formadas por un par ácido/base conjugado de concentraciones molares que permitan neutralizar el agregado de pequeñas cantidades de ácido o de base fuerte, provocando una pequeña variación de pH. Para que una solución tenga buena capacidad reguladora, es conveniente que se cumplan las siguientes condiciones: o

el ácido y su base conjugada tienen que estar en cantidades apreciables como especies predominantes;

o

las concentraciones molares iniciales del ácido (Ca) y de la base (Cb) generalmente están comprendidas entre 0,0500 M y 1,00 M;

o

la relación Cb/Ca, puede ser mayor o igual a 0,100 o menor o igual a 10,0.

Las soluciones reguladoras pueden prepararse de diferentes modos, por ejemplo, o

o

Al agregar una sal a una solución de ácido o de base débil: -

A una solución de ácido débil (HA) se le agrega una sal de su base conjugada (MeA), por ejemplo: HF y NaF.

-

A una solución de una base débil (B) se le agrega una sal de su ácido conjugado (BHX), por ejemplo: NH3 y NH4Cl.

Al neutralizar parcialmente un ácido o una base débil: -

Si a una solución de ácido débil (en exceso) se le agregan pequeñas cantidades de base fuerte, queda en solución el par ácido/base conjugado con las 12

Química

concentraciones molares adecuadas. Por ejemplo, el HCOOH se neutraliza con el NaOH y el par es HCOOH/HCOO–. -

Si a una solución de base débil (en exceso) se le agregan pequeñas cantidades de ácido fuerte, queda en solución el par ácido/base conjugado con las concentraciones molares adecuadas. Por ejemplo, la CH3CH2NH2 se neutraliza con el HCl y el par es: CH3CH2NH3 /CH3CH2NH2

Cálculo del pH El pH de una solución reguladora se puede calcular utilizando alguna de las siguientes expresiones: [H3O ]

[H3O ]

Ka.[HA] [A ]

Ka.

Ca Cb

Esta ecuación se conoce como ecuación de Henderson-Hasselbach o ecuación Buffer. A partir de la concentración de iones oxonio, es posible calcular el pH. Si se aplica la función logaritmo en ambos miembros de la ecuación anterior y se multiplica por (-1) se obtiene otra forma de la ecuación de Henderson-Hasselbach: pH pKa log

Cb Ca

Esta expresión permite calcular el pH de una solución reguladora si se conocen las concentraciones iniciales del ácido (Ca) y de su base conjugada (Cb) y la constante de ionización del ácido (Ka).

Acción reguladora Una solución amortiguadora regula el cambio en el pH ante el agregado de pequeñas cantidades de ácido o base fuerte porque alguna de las especies que la forman (ácido o base predominante) reacciona neutralizando al ácido o a la base añadidos. A continuación, analizamos las reacciones químicas mencionadas.

Si a una solución reguladora se le agrega una pequeña cantidad de ácido fuerte HX, este se ioniza completamente. La ecuación que representa el proceso es: HX + H2O → H3O+ + X– Los iones oxonio agregados se neutralizan con la base de mayor concentración de la solución reguladora. La ecuación que representa el proceso es: H3O+ Aportado por el ácido agregado

+

base

→

ácido

+

H2O

de la sc reguladora 13

Química

Si a una solución se le agregan pequeñas cantidades de una base fuerte, por ejemplo un hidróxido alcalino, este se disocia totalmente. La ecuación que representa el proceso es: MOH

H2O

M+ + OH–

Los iones hidróxido agregados se neutralizan con el ácido de mayor concentración de la solución reguladora. La ecuación que representa el proceso es: OH– Aportado por la base agregada

+

ácido

→ H2O

+

base

de la sc reguladora

La solución reguladora neutraliza el agregado de pequeñas cantidades de ácido o de base y se produce un pequeño cambio en las concentraciones del ácido (Ca) y de la base (Cb), por lo tanto, la variación del pH es muy pequeña. Si se diluye moderadamente a una solución reguladora, el valor de pH no cambia. Esto se debe a que, si bien cambian las concentraciones del ácido y de la base (Ca y Cb), la relación Cb/Ca es constante.

Las soluciones reguladoras, tienen un determinado rango o intervalo de pH, en el que tienen una buena capacidad reguladora, que puede obtenerse a partir de la siguiente expresión: pH = pKa ± 1 La máxima capacidad reguladora de una solución se alcanza cuando el pH es igual al pKa.

A modo de ejemplo A continuación proponemos un ejemplo en el que aplicamos los conceptos presentados y analizamos:

o

los procesos que tienen lugar al poner en contacto una solución de un ácido débil y una sal de su base conjugada;

o

si la solución obtenida tiene buena capacidad reguladora;

o

las reacciones químicas que tienen lugar al agregar - una pequeña cantidad de ácido fuerte, - una pequeña cantidad de base fuerte;

o

la variación del pH ante el agregado de ácido y de base.

Se tiene 1,00 L de solución 0,500 M de ácido acético (Ka = 1,78 . 10-5) al que se le agregan 0,250 mol de acetato de sodio (CH3COONa), sin variación de volumen. Para realizar el análisis mencionado, es necesario, comenzar escribiendo la ecuación de la ionización del ácido. CH3COOH + H2O ⇄ H3O+ + CH3COO– 14

Química

El ácido acético es un ácido débil, por lo tanto, en el equilibrio la concentración del CH3COOH es mucho mayor a la concentración de su base conjugada, el ion acetato (CH3COO–). Al agregar el acetato de sodio a la solución de ácido acético, tenemos en cuenta que ocurren diferentes procesos: o la disociación de la sal, o la perturbación del equilibrio en la solución del ácido débil, o y la evolución del sistema hasta alcanzar un nuevo estado de equilibrio. Dado que el acetato de sodio es una sustancia iónica, al disolverse en agua se disocia totalmente (ver Unidad 6). La ecuación de disociación es: CH3COONa

H2O

CH3COO– + Na+

Al agregar iones acetato que provienen de la sal a una solución de ácido débil, se produce una perturbación al sistema en equilibrio, en consecuencia, el sistema evoluciona hacia un nuevo estado de equilibrio. La reacción se desplaza en el sentido inverso, es decir, hacia la formación de reactivos. Por esta razón, consideramos que la ionización del ácido es despreciable (o que la ionización es reprimida por efecto del ion común) y suponemos que su concentración molar en el equilibrio es prácticamente igual a la concentración molar inicial, es decir, 0,500 M (Ca = 0,500 M). La concentración de CH3COO–, base conjugada, es principalmente la que proviene de la disociación de la sal, ya que, como indicamos en el párrafo anterior, la ionización del ácido se considera despreciable, además, la presencia de ácido sin ionizar reprime la hidrólisis de esta base. Por lo tanto, por haber agregado 0,250 mol de acetato de sodio a 1,00 L de solución, sin variación de volumen, la concentración molar de CH3COO– es 0,250 M (Cb = 0,250 M). Para determinar si la solución preparada tiene buen comportamiento regulador, tenemos en cuenta las condiciones mencionadas:

o

Al identificar si existe el par ácido/base conjugado escribimos las fórmulas de todas las especies presentes en la solución obtenida: CH3COOH, CH3COO– , Na+ , H2O, H3O+, OH–. En consecuencia, el par ácido-base que se encuentra en cantidades apreciables como especies predominantes es: CH3COOH/CH3COO– Ca = 0,500 M y Cb = 0,250 M

o

Del análisis efectuado surge que Ca = 0,500 M y Cb = 0,250 M, por lo tanto se encuentra dentro de los valores de referencia.

o

La relación Cb/Ca está comprendida entre 0,100 y 10,0, pues

Cb Ca

0,250 M 0,500 M

0,500

Al analizar la acción reguladora, vamos a suponer que disponemos de dos vasos de precipitados que contienen 250 mL de la solución reguladora (CH 3COOH/CH3COO–) cada uno, y que se les agrega 1 . 10-3 mol de HCl (ácido fuerte) y 1 . 10-3 mol de KOH (base fuerte) respectivamente.

15

Química

Situación Especies que aportan el ácido y la base agregados

Se tienen 250 mL de la solución reguladora (CH3COOH/CH3COO–) Ca = 0,500 M y Cb = 0,250 M, a los que se les agrega 1 . 10-3 mol de HCl (ácido fuerte).

Se tienen 250 mL de la solución reguladora (CH3COOH/CH3COO–) Ca = 0,500 M y Cb = 0,250 M, a los que se les agrega 1 . 10-3 mol de KOH (base fuerte).

HCl + H2O → H3O+ + Cl–

H3O+ + base → ácido + H2O Ecuaciones que representan la acción reguladora

Variación de las concentraciones (Ca y Cb) y del pH de la solución reguladora

Los iones oxonio agregados se neutralizan con la base de mayor concentración de la solución reguladora, que en este caso es el CH3COO–

H2O

KOH

K+ + OH–

OH– + ácido → H2O + base Los iones hidróxido agregados se neutralizan con el ácido de mayor concentración de la solución reguladora, que en este caso es el CH3COOH

H3O+ + CH3COO– → CH3COOH +H2O

OH– + CH3COOH → H2O + CH3COO–

La solución reguladora neutraliza el agregado de iones oxonio y se produce un pequeño cambio en las concentraciones molares del ácido (Ca) y de la base (Cb), por lo tanto, la variación del pH es muy pequeña.

La solución reguladora neutraliza el agregado de OH– y se produce un pequeño cambio en las concentraciones molares del ácido (Ca) y de la base (Cb), por lo tanto, la variación del pH es muy pequeña.

Cb disminuye, pues los iones CH3COO– reaccionan con los iones H3O+. Ca aumenta, pues el CH3COOH se forma por la neutralización.

Ca disminuye, pues el CH3COOH reacciona con los iones OH–. Cb aumenta, pues los iones CH3COO– se forman por la neutralización.

La relación Cb/Ca disminuye, y en consecuencia el pH disminuye

La relación Cb/Ca aumenta y, en consecuencia, el pH aumenta

.

Expresiones útiles para la resolución de los ejercicios A continuación, presentamos diferentes correspondientes a los temas de esta unidad.

expresiones

para

resolver

los

ejercicios

La [H3O+] se puede calcular:

o

A partir del valor de pH: [H3O+] = 10–pH

o

A partir del Kw:

[H3O ]

Kw [OH- ]

16

Química

La [OH–] se puede calcular:

o

A partir del valor de pOH: [OH–] = 10–pOH

o

A partir del Kw: [OH- ]

Kw [H3O ]

El pH puede calcularse de las siguientes formas:

o

Utilizando la expresión:

o

A partir de pKw:

pH = - log [H3O+]

pKw = pH + pOH

A 25,0 ºC, pKw = 14,00

Por lo tanto, pH + pOH = 14,00 pH = 14,00 - pOH El pOH puede calcularse de las siguientes formas:

o

Utilizando la expresión:

o

A partir de pKw:

pOH = - log [OH–]

pKw = pH + pOH

A 25,0 ºC, pKw = 14,00

Por lo tanto, pH + pOH = 14,00 pOH = 14,00 - pH El pKw puede calcularse a partir de las siguientes expresiones: pKw = - log Kw pKw = pH + pOH pKw = pKa + pKb El pKa puede calcularse a partir de las siguientes expresiones: pKa = - log Ka pKa = pKw - pKb El pKb puede calcularse a partir de las siguientes expresiones: pKb = - log Kb pKb = pKw - pKa

17

Química

Para afianzar los contenidos de esta unidad A continuación, les proponemos una serie de preguntas que deberían poder responder después de haber estudiado los temas que corresponden a esta unidad. ¿Cuáles son las diferencias entre un ácido fuerte y un ácido débil? ¿Cuáles son las diferencias entre una base fuerte y una base débil? ¿Qué información brinda el valor de la constante de ionización (Ka y Kb)? ¿Cuál es la relación entre el valor del pKa y la fuerza de un ácido? ¿Cuál es la relación entre el valor del pKb y la fuerza de una base? ¿Qué es una solución reguladora y cuáles son las condiciones para que sea efectiva? ¿En qué consiste la acción reguladora? ¿Cómo actúa una solución reguladora ante el agregado de pequeñas cantidades de un ácido fuerte o de una base fuerte? ¿En qué condiciones se logra la máxima capacidad reguladora? ¿Por qué al diluir moderadamente una solución reguladora no se modifica el valor de pH?

Ejercicio explicado A continuación, presentamos un ejercicio y su resolución en el que integramos los contenidos de las Unidades 4, 6, 7, 8, 9 y 10 y mostramos una forma de relacionar la teoría con la práctica con la intención de ayudarlos a resolver ejercicios similares.

A 25 ºC se tienen las siguientes soluciones acuosas: A) HCl 0,0115 %m/V B) etilamina, CH3CH2NH2, 0,0100 M, de pH=11,30 C) formada por dimetilamina, (CH3)2NH, Kb= 7,40. 10 (CH3)2NH2Cl, de pH= 10,62 D) ácido benzóico, C6H5COOH, Ka = 6,31.10

–4

y cloruro de dimetilamonio

–5

E) piridina, C5H5N, pKb = 8,78 Datos: Kw = 1,00.10-14

I. Calculen: a) el pH de la solución de HCl (M = 36,5 g/mol) 0,0115 %m/V. b) la concentración molar de H3O+, en la solución del ítem anterior, si se la diluye al doble de su volumen. c) el valor de Kb de la etilamina (solución B). d) la concentración molar de la etilamina en el equilibrio. 18

Química

e) el pH de la solución de ácido benzoico sabiendo que la concentración de su base conjugada es 6,91.10 –3 M. f) la relación entre las concentraciones molares del par ácido/base que predomina en la solución reguladora (solución C). g) el pH de la solución reguladora si se la diluye al doble de su volumen.

II. Escriban: a) las fórmulas de todas las especies presentes en cada una de las soluciones. b) la ecuación de ionización de la etilamina en agua. c) la ecuación que indica cómo actúa el sistema para amortiguar el cambio de pH al agregar una pequeña cantidad de NaOH. d) las fórmulas de los pares ácido / base conjugados presentes en la solución de piridina (solución E).

III. Indiquen y justifiquen: a) si el pH de la solución A es mayor menor o igual que el pH de una solución de ácido benzoico (sc D), de igual concentración molar. b) si el pH de la solución de ácido benzoico aumenta, disminuye o no cambia al agregar una pequeña cantidad de benzoato de sodio sólido (C6H5COONa). c) el orden creciente, de acuerdo a la fuerza ácida, de los ácidos conjugados de las bases etilamina y piridina. d) si el pH de la solución de etilamina, aumenta, disminuye, o no cambia al aumentar la temperatura, sabiendo que la reacción de ionización de la base en agua es endotérmica. e) el intervalo de pH en el que la solución reguladora (solución C) tiene buen poder regulador.

Resolución I. a) Para calcular el pH de la solución de HCl (M = 36,5 g/mol) 0,0115 % m/V tenemos que conocer: o

si es un ácido fuerte o un ácido débil;

o

la [H3O+], pues pH = - log [H3O+].

El HCl es un ácido fuerte, pues no se informa el dato de Ka, es decir que en solución acuosa se encuentra totalmente ionizado, según la siguiente ecuación: HCl + H2O → H3O+ + Cl– En toda solución acuosa, hay que considerar el equilibrio de ionización del agua, representado por la siguiente ecuación: 19

Química

2 H2O ⇄ H3O+ + OHAl saber que 0,0115 % m/V significa que 0,0115 g de HCl están disueltos en 100 cm 3 de solución y que M HCl = 36,5 g/mol, calculamos la concentración molar de la solución de HCl, para calcular la [H3O+], para lo cual realizamos los siguientes cálculos: Si 36,5 g ----------1 mol HCl 0,0115 g -------- x = 3,15 .10 –4 mol HCl

Si 100 cm3 sc---------- 3,15 .10

–4

mol HCl

3

1000 cm sc---------- x= 3,15 .10

–3

mol HCl

A continuación, planteamos la ecuación de ionización y la evolución del sistema:

HCl Estado inicial Estado final

Ca = 3,15 .10

----

+ –3

M

H2O

H3O+

→

1,00 . 10

–7

Cl–

+ M

Ca = 3,15 .10

–3

M

Ca = 3,15 .10

–3

M

El aporte de H3O+ y OH- del agua lo consideramos despreciable, por ser su concentración (1,00 .10 –7 M), mucho menor que la concentración del H3O+ aportada por el ácido (3,15 .10 –3 M). Ca es la concentración molar inicial del ácido y, como la ionización es completa, se cumple que: Ca = [HCl]i = [H3O+]f = 3,15 .10

–3

M

A partir del análisis realizado y con los datos obtenidos calculamos el pH. pH = - log [H3O+] pH = - log 3,15 .10

–3

M = 2,50 Rta: pH = 2,50

b) Al diluir la solución, la cantidad de soluto disuelta se mantiene constante en un volumen de solución mayor. Como el volumen de la solución final (diluida) es el doble del volumen de la solución inicial (concentrada), la concentración de la misma disminuye a la mitad. La concentración molar de H3O+ se puede calcular sin conocer el volumen disponible de solución, pues se informa la relación entre el volumen inicial y el volumen final que, en símbolos, se expresa del siguiente modo: Vscf = 2.Vsci

La siguiente expresión permite calcular la concentración molar del HCl en la solución diluida: Vsci . M sci = Vscf . M scf 20

Química

Reemplazamos el Vscf por la relación de volúmenes indicada y despejamos la molaridad de la solución diluida. Vsci . M sci = 2.Vsci . M scf Vsci .Msc i

Msc f

2.Vsci

Como se observa, el volumen de solución inicial (Vsci) figura en el numerador y en el denominador, en consecuencia, independientemente de su valor, este se simplifica y la molaridad de la solución diluida resulta ser la mitad de la molaridad de la solución concentrada. Msc f

Msc i 2

3,15.10 2

3 3

1,58.10

M

Mscf = Ca = [HCl]i = [H3O+]f = 1,58.10

–3

M

Rta: [H3O+] = 1,58 .10

–3

M

c) La etilamina es una base débil, es decir que en agua se encuentra parcialmente ionizada y es posible calcular el valor de la constante de ionización (Kb). A continuación, escribimos la ecuación de ionización y la expresión de Kb: CH3CH2NH2 + H2O

Kb

⇄

– CH3CH2NH3 + OH

[OH- ].[CH 3CH2NH 3 ] [CH3CH2NH 2 ]

En toda solución acuosa, hay que considerar el equilibrio de ionización del agua, representado por la siguiente ecuación: 2 H2O ⇄ H3O+ + OH– Para determinar el valor de Kb, se necesitan las concentraciones molares de todas las especies en el equilibrio. Por lo tanto, es conveniente plantear la evolución del sistema en forma general: CH3CH2NH2 + Estado inicial

Cb

Equilibrio

Cb - x

H2O

⇄

OH– 1,00 . 10

–7

x

+

CH3CH2NH3

M x

A partir de este planteo y de los datos correspondientes para esta solución (0,0100 M y pH=11,30), determinamos las concentraciones molares de las especies en el equilibrio: Cb = [CH3CH2NH2 ]I = 0,0100 M 21

Química

x = [CH3CH2NH3 ] eq = [OH–] Para determinar la OH–- usamos la siguiente expresión: [OH–] = 10–pOH Cómo el dato del que disponemos es el pH, calculamos el pOH del siguiente modo: A 25,0 ºC

14 = pH + pOH

pOH = 14 – pH = 14 – 11,30 = 2,70

OH– = 10

–2,70

= 2,00 . 10

[CH3CH2NH2 ]eq = Cb – x = 0,0100 M – 2,00 . 10

–3

–3

M=x

M = 8,00 . 10

–3

M

El aporte de H3O+ y OH- del agua, lo consideramos despreciable, por ser su concentración (1,00 .10 –7 M) mucho menor que la concentración del OH – aportada por la base (2,00 . 10 –3 M). CH3CH2NH2 + Estado inicial Equilibrio

H2O

0,0100 M 8,00 . 10

–3

OH–

⇄

M

+

1,00 . 10

–7

M

2,00 . 10

–3

M

CH3CH2NH3

2,00 . 10

–3

M

A continuación reemplazamos en la expresión del Kb:

Kb

[OH- ].[CH 3CH2NH 3 ] [CH3CH2NH 2 ]

2,00.10 8,00.10

3 2 3

5,00.10

4

Rta: Kb = 5,00 . 10

–4

d) La etilamina en el equilibrio es la cantidad de etilamina sin ionizar, por lo tanto, se determina mediante la diferencia entre la cantidad inicial de la base y la cantidad de base ionizada. La concentración molar de etilamina en el equilibrio es la cantidad de etilamina sin ionizar por cada dm3 de solución. [CH3CH2NH2]eq = Cb – x = 0,0100 M – 2,00 . 10

–3

M = 8,00 . 10

–3

M

Rta: [CH3CH2NH2]eq = 8,00 . 10

–3

M

e) Para calcular el pH de la solución de ácido benzoico a partir del dato de la concentración de su base conjugada (6,91.10 –3 M), tenemos que conocer: o

si es un ácido fuerte o un ácido débil; 22

Química

o

la [H3O+], pues pH = - log [H3O+].

El C6H5COOH es un ácido débil, pues se informa el dato de Ka, es decir que, en solución acuosa, se encuentra parcialmente ionizado. A continuación, escribimos la ecuación de ionización y la evolución del sistema en forma general:

C6H5COOH Estado inicial

Ca

Estado final

Ca - x

+

H2 O

H3O+

⇄

1,00 . 10

–7

+

C6H5COO–

M

x

x

El aporte de H3O+ y OH- del agua lo consideramos despreciable, por ser su concentración (1,00 .10 –7 M) mucho menor que la concentración del H3O+ aportada por el ácido. Ca es la concentración molar inicial del ácido. x es la concentración de iones oxonio y de iones benzoato (C6H5COO–). El C6H5COO– es la base conjugada del C6H5COOH, en consecuencia, disponemos de la concentración molar de iones oxonio. x = [H3O+] = [C6H5COO–] = 6,91.10

–3

M

A partir del análisis realizado y de la [H3O+], calculamos el pH: pH = - log [H3O+] pH = - log 6,91 .10

–3

M = 2,16 Rta: pH = 2,16

f) Para calcular la relación entre las concentraciones molares del par ácido/base que predomina en la solución reguladora (solución C) formada por dimetilamina, (CH3)2NH, Kb= 7,40. 10 –4 y cloruro de dimetilamonio (CH3)2NH2Cl, de pH= 10,62, escribimos, primero, las ecuaciones correspondientes. (CH3)2NH + (CH3)2NH2Cl

H2O

OH–

⇄

H2O

(CH3 )2 NH2

+

(CH3 )2 NH2

+

Cl–

Además, consideramos que la relación solicitada (Ca/Cb) puede determinarse a partir de la ecuación de Henderson-Hasselbach: pH

pKa

log

Cb Ca

23

Química

El pH de la solución es 10,62, y el pKa lo determinamos a partir del valor de Kb del siguiente modo: pKb = - log Kb –4

pKb = - log 7,40. 10

= 3,13

pKa = pKw – pKb pKa = 14,00 – pKb = 14,00 – 3,13 pKa = 10,87

Identificamos a Ca y a Cb teniendo en cuenta que la dimetilamina es una base débil y el dimetilamonio ( (CH3 )2 NH2 ) es su ácido conjugado, por lo tanto: Cb = [(CH3)2NH ]

Ca = [ (CH3 )2 NH2 ]

A continuación, despejamos la relación entre las concentraciones Cb/Ca de la ecuación de Henderson-Hasselbach: pH - pKa

Cb Ca

log

10,62 - 10,87

log

- 0,25

Cb Ca

log

Cb Ca

10

Cb Ca

0,562

Cb Ca

0,25

Como se pide la relación entre las concentraciones molares del par ácido/base que predomina en la solución reguladora, determinamos el cociente Ca/Cb. Ca Cb

1 0,562

1,78

Rta: Ca/Cb = 1,78

g) Para calcular el pH de la solución reguladora si se la diluye al doble de su volumen, tenemos en cuenta que: o

la concentración disminuye a la mitad, pues como desarrollamos en el ítem b, si

24

Química

Msci

Vscf = 2.Vsci entonces Msc f o

2

si se la diluye moderadamente, el valor de pH no cambia. Esto se debe a que, si bien cambian las concentraciones del ácido y de la base (Ca y Cb), la relación Cb/Ca es constante.

De lo planteado, surge que las concentraciones de las especies dominantes, luego de la dilución, disminuyen a la mitad. Cbf = Cbi/2 y Caf = Cai/2 Reemplazamos en la ecuación de Henderson- Hasselbach: pH

pKa

log

Cb Ca

pKa

log

Cb/2 Ca/2

Se observa que como ambos términos (Cb y Ca) están divididos por 2, este se cancela y el pH no cambia, por lo tanto, su valor es el informado en el enunciado: 10,62. Rta: pH = 10,62

II.a) Para escribir las fórmulas de todas las especies presentes en cada una de las soluciones, hay que considerar: o

si están formadas por ácidos o bases, fuertes o débiles;

o

si son soluciones reguladoras de pH;

o

el equilibrio de ionización del agua, representado por la siguiente ecuación: 2 H2O ⇄ H3O+ + OH–

25

Química

Solución acuosa

Ecuación

A) HCl

HCl + H2O → H3O+ + Cl–

B) etilamina, CH3CH2NH2

Especies presentes Moleculares: H2O Iónicas: H3O+, OH– y Cl– Moleculares: H2O y CH3CH2NH2

CH3CH2NH2 + H2O ⇄ CH3CH2NH 3 + OH–

Iónicas: CH3CH2NH 3 , OH– y H3O+

C) formada por dimetilamina, (CH3)2NH y cloruro de dimetilamonio (CH3)2NH2Cl D) ácido benzóico, C6H5COOH

(CH3)2NH +

H2O

(CH3)2NH2Cl

H2O

C6H5COOH + H2O

E) piridina, C5H5

⇄ OH– +

C5H5N + H2O

⇄

(CH3 )2 NH 2

(CH3 )2 NH 2 + Cl

Moleculares: H2O y (CH3)2NH –

H3O+ + C6H5COO–

⇄ C5H5NH+ + OH–

Iónicas: (CH3 )2 NH 2 , OH– , Cl– y H3O+ Moleculares: H2O y C6H5COOH Iónicas: C6H5COO–, H3O+ y OH– Moleculares: H2O y C5H5N Iónicas: C5H5NH+, OH– y H3O+

b) La ecuación de ionización de la etilamina en agua es: CH3CH2NH2 + H2O ⇄ CH3CH2NH3 + OH–

c) Para escribir la ecuación que indica cómo actúa el sistema para amortiguar el cambio de pH al agregar una pequeña cantidad de NaOH, consideramos que este es una base fuerte, por lo tanto, está totalmente disociado.

NaOH

H2O

Na+ + OH–

Los iones hidróxido agregados se neutralizan con el ácido de mayor concentración de la solución reguladora, que en este caso es el CH3CH2NH3 . En consecuencia, la ecuación que indica cómo actúa la solución reguladora para amortiguar el cambio de pH es: OH– + CH3CH2NH3 → H2O + CH3CH2NH2

d) Para escribir las fórmulas de los pares ácido/base conjugados presentes en la solución de piridina (solución E), consideramos las especies presentes: Moleculares: H2O y C5H5N Iónicas: C5H5NH+, OH– y H3O+ 26

Química

Por lo tanto, los pares ácido/base conjugados son: H3O+/H2O C5H5NH+/C5H5N H2O /OH–

III. a) La siguiente explicación es la justificación de la respuesta. Para determinar si el pH de la solución A es mayor menor o igual que el pH de una solución de ácido benzoico (sc D), de igual concentración molar, lo primero que consideramos es la fuerza de estos ácidos. Como ya analizamos en los puntos I y II, el HCl es un ácido fuerte y el C6H5COOH es un ácido débil. Si se tiene una solución acuosa de un ácido fuerte y una solución acuosa de un ácido débil de igual concentración molar (Ca), el aporte de iones oxonio es diferente dado que el grado de ionización del ácido fuerte es mayor que el del ácido débil. En consecuencia, la [H3O+] es mayor en la solución de ácido fuerte, el pH es menor y la solución es más ácida. A continuación, determinamos el pH de las soluciones respectivas: –3

A) HCl 0,0115 %m/V y 3,15 .10

M (calculado en el ítem I a).

D) ácido benzóico, C6H5COOH, Ka = 6,31.10 HCl Estado inicial Estado final

+

Ca = 3,15 .10

–3

–5

.

H2O

H3O+

→

–7

M

Ca = 3,15 .10

–3

M

1,00 . 10

----

+

Cl–

Ca = 3,15 .10

M

–3

M

pH = - log [H3O+] pH = - log 3,15 .10

C6H5COOH Estado inicial Estado final

3,15 .10 3,15 .10

–3

–3

M

M-x

+

H2O

–3

⇄

M = 2,50

H3O+ 1,00 . 10 x

+ –7

C6H5COO–

M x

27

Química

La [H3O+], x es menor a 3,15 .10

–3

M, y puede calcularse a partir de la constante de

equilibrio. x2 Ca x

[H3O ].[C 6H5COO ]

Ka

[C6H5COOH]

Reemplazamos por los valores correspondientes y despejamos x: 6,31.10-5

x2 + 6,31.10

–5

x2 3,15.10-3

x – (6,31.10

x2 + 6,31.10

–5

–5

x

. 3,15 .10

x – 1,99 .10

–7

–3

)=0

=0

Para calcular x, se utiliza la siguiente expresión:

b

x1,2

b2

4.a.c

2.a

De donde se obtienen los siguientes valores de x: x1= 4,79.10-4

x2= - 4,15. 10-4

El valor negativo de x no tiene sentido físico, pues x es la concentración de iones oxonio en el equilibrio, por lo tanto, la [H3O+] es 4,79.10-4M y, con este valor, calculamos el pH de la solución. pH = - log [H3O+] pH = - log 4,79.10-4 M = 3,32

En consecuencia, la [H3O+] es mayor en la solución del ácido clorhídrico (ácido fuerte) y el pH es menor. Rta: pH de la solución A es menor que el pH de la solución D

b) La siguiente explicación es la justificación de la respuesta. Para determinar si el pH de la solución de ácido benzoico aumenta, disminuye o no cambia al agregar una pequeña cantidad de benzoato de sodio sólido (C6H5COONa), es necesario plantear las ecuaciones de ionización del ácido y la de disociación de la sal.

C6H5COOH

+

C6H5COONa

H 2O

H2O

⇄

H3O+

Na+

+

+

C6H5COO–

C6H5COO–

28

Química

Si se tiene en cuenta que al añadir más cantidad de reactivo o producto a un sistema en equilibrio, este evoluciona contrarrestando la perturbación, es posible predecir la evolución de un sistema al modificar alguna de las concentraciones de las sustancias intervinientes. Al agregar benzoato de sodio sólido (C6H5COONa), este se disocia totalmente aportando iones sodio y iones benzoato, por lo tanto, se añade al sistema en equilibrio una de las especies presentes (iones benzoato). En consecuencia, este evoluciona contrarrestando la perturbación, en este caso, en el sentido de la reacción que favorece la formación de reactivos. Es decir, que parte de los iones benzoato agregados reaccionan con los iones oxonio formando ácido benzoico y agua. El sistema alcanza un nuevo estado de equilibrio, en el que la concentración de iones oxonio ha disminuido y el pH ha aumentado. Otra forma de analizar esta perturbación es considerar que si aumenta la concentración de producto, entonces, Qc > Ka. Para alcanzar el equilibrio, el valor de Qc tiene que disminuir hasta igualar al valor de Ka. Es decir que la concentración del reactivo aumenta y las concentraciones de los productos disminuyen. El sistema evoluciona en el sentido de la reacción inversa. La concentración de iones oxonio disminuye y el pH aumenta.

Rta: el pH aumenta

c) La siguiente explicación es la justificación de la respuesta. Al ordenar en forma creciente, de acuerdo con la fuerza ácida, a los ácidos conjugados de las bases etilamina y piridina, tenemos en cuenta que cuanto más fuerte es una base (débil), mayor es el grado de ionización. Es decir que mayor es la tendencia a producir la reacción directa y, en consecuencia, menor es la tendencia de su ácido conjugado a producir la reacción inversa. Por consiguiente, cuanto más fuerte es una base, más débil es su ácido conjugado. Para poder decidir cuál de las dos bases es más fuerte, consideramos los valores de las constantes de basicidad, ya que Kb es una medida de la fuerza de la base. Cuanto mayor es su valor, mayor es la concentración de los iones presentes en la solución. Es decir que cuanto mayor es el Kb, mayor es la [OH–], mayor es la basicidad. CH3CH2NH2 + H2O

⇄

CH3CH2NH3

Base C5H5N

+ H2O Base

+

OH–

ácido conjugado ⇄

C5H5NH+ + OH– ácido conjugado

Comparamos, entonces, los valores de las constantes de basicidad respectivas. Kb (CH3CH2NH2) = 5,00 . 10

–4

pKb (C5H5N) = 8,78 Por lo tanto, Kb (C5H5N) = 10-pKb = 10-8,78= 1.66.10-9 Kb (CH3CH2NH2) > Kb (C5H5N)

29

Química

De los valores de las constantes, surge que la etilamina es una base más fuerte que la piridina, en consecuencia, su ácido conjugado es más débil, por lo tanto, el CH3CH2NH3 es un ácido más débil que el C5H5NH+

Rta: CH3CH2NH3 ; C5H5NH+

d) La siguiente explicación es la justificación de la respuesta. Para determinar si el pH de la solución de etilamina, aumenta, disminuye o no cambia al modificar la temperatura, sabiendo que la reacción de ionización de la base en agua es endotérmica, tenemos en cuenta que si se aumenta la temperatura a un sistema en equilibrio este evoluciona contrarrestando la perturbación en el sentido de la reacción endotérmica, que absorbe calor y disminuye la temperatura. A continuación, escribimos la ecuación de la ionización: CH3CH2NH2 + H2O

Endotérmica

CH3CH2NH3

+

OH–

Exotérmica

Por lo tanto, el sistema evoluciona hacia la formación de productos. En el nuevo equilibrio la concentración molar de iones hidróxido es mayor, en consecuencia el pOH es menor y el pH mayor.

Rta: el pH aumenta al disminuir la temperatura.

e) Para averiguar el intervalo de pH, en el que las soluciones buffer tienen una buena capacidad reguladora, utilizamos la siguiente expresión: pH = pKa ± 1

A continuación calculamos el pKa de la dimetilamina, a partir del dato de la constante de basicidad. Kb(CH3)2NH = 7,40. 10

–4

pKb = - log Kb pKb = - log 7,40. 10

–4

pKb = 3,13 pKa = pKw – pKb pKa = 14,00 – 3,13 = 10,87

30

Química

Reemplazamos el valor de pKa en la expresión propuesta para determinar lo solicitado en este punto. pH = 10,87 ± 1 En consecuencia, el intervalo de pH en el que la solución reguladora tiene buen poder regulador es: 9,87 – 11,87.

Rta: 9,87 – 11,87

31

Química en Apuntes (Completo)

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